Giáo trình Hóa đại cương A1: Phần 1 - Đại học Quốc gia TP.HCM

ĐẠI HỌC QUỐC GIA TP.HCM
TRƯỜNG ĐẠI HỌC KHOA HỌC TỰ NHIÊN
KHOA HĨA – BỘ MƠN HĨA VƠ CƠ & ỨNG DỤNG


GIÁO TRÌNH
HĨA ĐẠI CƯƠNG A1
Biên soạn: Trần Hớn Quốc
Nguyễn Quốc Chính

TP. HCM – 2014

CuuDuongThanCong.com

/>

CuuDuongThanCong.com

/>

i

MỤC LỤC
MỤC LỤC .............................................................................................................................................i
Chương 1 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ ...................................................................................................5
1.1. Sự phát triển của Thuyết cấu tạo nguyên tử ..................................................................................5
1.2. Cấu trúc lớp vỏ electron ................................................................................................................6
1.2.1 Các bước phát triển của thuyết lượng tử về cấu tạo lớp vỏ của nguyên tử .............................6
1.2.1.1 Bức xạ điện từ (electromagnetic radiation) ......................................................................7
1.2.1.1.1 Bản chất sóng của bức xạ điện từ ..............................................................................7
1.2.1.1.2 Năng lượng của bức xạ điện từ .................................................................................8

1.2.1.1.3 Thuyết lượng tử của Planck ......................................................................................8
1.2.1.1.4 Bản chất hạt của bức xạ điện từ ................................................................................8
1.2.1.1.5 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt của bức xạ điện từ ..................................................9
1.2.1.2 Quang phổ vạch của Hydro ..............................................................................................9
1.2.2 Mẫu ngun tử Hydro của Bohr ............................................................................................10
1.2.3 Mơ hình nguyên tử theo cơ học lượng tử ..............................................................................11
1.2.3.1 Các luận điểm cơ sở .......................................................................................................11
1.2.3.1.1 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt của electron ..........................................................11
1.2.3.1.2 Nguyên lý bất định Heisenberg ...............................................................................11
1.2.3.1.3 Hàm sóng.................................................................................................................12
1.2.3.1.4 Phương trình sóng Schrodinger ...............................................................................12
1.2.3.2 Orbital (vân đạo) ............................................................................................................13
1.2.3.3 Số lượng tử (Quantum numbers) ....................................................................................14
1.2.3.3.1 Số lượng tử chính (principal quantum number): ký hiệu là n .................................15
1.2.3.3.2 Số lượng tử phụ (subsidiary quantum number): ký hiệu là  ..................................15
1.2.3.3.3 Số lượng tử từ (magnetic quantum number): ký hiệu là m ....................................15
1.2.3.3.4 Số lượng tử spin (spin quantum number): ký hiệu là ms .........................................16
1.2.3.4 Nguyên lý loại trừ Pauli (1925) ......................................................................................16
1.2.4 Cấu hình electron của nguyên tử ...........................................................................................16
1.2.4.1 Nguyên tử 1 electron ......................................................................................................16
1.2.4.2 Nguyên tử nhiều electron ...............................................................................................16
1.2.5 Quy tắc Slater ........................................................................................................................19
1.2.5.1 Đại cương .......................................................................................................................19
1.2.5.2 Quy tắc Slater về số lượng tử chính hiệu dụng n* ..........................................................19
1.2.5.3 Quy tắc Slater về điện tích hạt nhân hiệu dụng Z* .........................................................19
1.2.5.4 Thí dụ .............................................................................................................................20
1.3 Một số vấn đề khác.......................................................................................................................21

CuuDuongThanCong.com

/>

ii

1.3.1 Cấu hình electron đặc biệt .................................................................................................... 21
1.3.2 Phân loại các nguyên tố ........................................................................................................ 21
1.3.3 Cấu hình electron của các ion đơn giản ................................................................................ 21
1.3.3.1 Anion (ion âm) ............................................................................................................... 21
1.3.3.2 Cation (ion dương) ......................................................................................................... 21
Chương 2 BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC ............................ 22
2.1 Sự phát triển của hệ thống tuần hồn các ngun tố hóa học ...................................................... 22
2.1.1 Sự phát hiện ra các nguyên tố – Cơ sở của định luật tuần hoàn ........................................... 22
2.1.2 Q trình Mendeleev xây dựng định luật tuần hồn ............................................................. 23
2.1.3 Những hiệu chỉnh và bổ xung cho hệ thống tuần hồn ........................................................ 23
2.2 Bảng phân loại tuần hịan ............................................................................................................ 24
2.2.1 Định luật tuần hoàn ............................................................................................................... 24
2.2.2 Cấu trúc bảng phân loại tuần hoàn ....................................................................................... 25
2.2.3 Nguyên tắc sắp xếp nguyên tố vào bảng phân loại tuần hoàn .............................................. 25
2.2.3.1 Chu kỳ............................................................................................................................ 25
2.2.3.2 Nhóm ............................................................................................................................. 26
2.2.3.3 Phân nhóm ..................................................................................................................... 26
2.3 Sự biến đổi tính chất của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn ............................................. 27
2.3.1 Các yếu tố ảnh hưởng đến tính chất nguyên tố ..................................................................... 27
2.3.2 Bán kính nguyên tử (Atomic Radii) ..................................................................................... 27
2.3.3 Bán kính ion (Ionic Radii) .................................................................................................... 29
2.3.4 Năng lượng ion hóa (Ionization Energy) .............................................................................. 30
2.3.5 Ái lực điện tử (Electron Affinity) ......................................................................................... 31
2.3.6 Độ âm điện (Electronegativity) ............................................................................................ 33
2.3.7 Tính kim loại-khơng kim loại ............................................................................................... 33
Chương 3 LIÊN KẾT HÓA HỌC ..................................................................................................... 34

3.1 Các khái niệm cơ bản về liên kết hóa học ................................................................................... 34
3.1.1 Bản chất liên kết hóa học ...................................................................................................... 34
3.1.2 Liên kết dưới quan điểm nhiệt động lực hóa học ................................................................. 34
3.1.3 Các thông số đặc trưng cho liên kết ...................................................................................... 35
3.1.3.1 Năng lượng liên kết (E) ................................................................................................. 35
3.1.3.2 Độ dài liên kết (d) .......................................................................................................... 35
3.1.3.3 Độ bội liên kết ............................................................................................................... 35
3.1.3.4 Góc liên kết .................................................................................................................... 35
3.2 Vài nét về sự phát triển của các lý thuyết về liên kết hóa học ..................................................... 35
3.3 Liên kết ion .................................................................................................................................. 37
3.3.1 Điều kiện hình thành liên kết ion .......................................................................................... 37
3.3.2 Tính chất của liên kết ion...................................................................................................... 37
3.3.3 Độ bền liên kết ion ................................................................................................................ 38
CuuDuongThanCong.com

/>

iii
3.4 Liên kết cộng hóa trị.....................................................................................................................39
3.4.1 Thuyết liên kết hóa trị ...........................................................................................................39
3.4.1.1 Các luận điểm cơ sở của thuyết VB ...............................................................................39
3.4.1.2 Tính chất của liên kết cộng hóa trị theo VB ...................................................................40
3.4.1.3 Độ bền liên kết cộng hóa trị theo VB .............................................................................40
3.4.1.4 Liên kết cộng hóa trị-cho nhận theo VB ........................................................................40
3.4.1.5 Các loại liên kết ..............................................................................................................40
3.4.1.6 Tính định hướng của liên kết cộng hóa trị và hình dạng của phân tử ............................41
3.4.1.6.1 Phân tử 2 nguyên tử.................................................................................................41
3.4.1.6.2 Phân tử 3 nguyên tử.................................................................................................41
3.4.1.6.3 Phân tử 4 nguyên tử.................................................................................................42
3.4.1.6.4 Phân tử nhiều hơn 4 nguyên tử................................................................................42

3.4.1.7 Thuyết lai hóa .................................................................................................................42
3.4.1.7.1 Nguyên tắc lai hóa ...................................................................................................42
3.4.1.7.2 Các kiểu lai hóa thơng thường ................................................................................42
3.4.1.7.3 Điều kiện lai hóa bền ...............................................................................................43
3.4.1.7.4 Phương pháp xác định trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm .........................43
3.4.1.8 Các dạng cơng thức cộng hưởng ....................................................................................44
3.4.1.9 Dự đốn cấu hình khơng gian và góc hóa trị của phân tử ..............................................44
3.4.1.9.1 Thuyết VSEPR ........................................................................................................45
3.4.1.9.2 Các quy tắc viết công thức lập thể của phân tử .......................................................45
3.4.1.9.3 Công thức lập thể của các hợp chất thơng thường ..................................................46
3.4.1.10 Góc liên kết ..................................................................................................................47
3.4.1.11 Moment lưỡng cực của liên kết và phân tử ..................................................................48
3.4.1.11.1 Moment lưỡng cực của liên kết .............................................................................48
3.4.1.11.2 Moment lưỡng cực của phân tử .............................................................................48
3.4.1.12 Tính ion của liên kết cộng hóa trị .................................................................................49
3.4.1.13 Khiếm khuyết của thuyết liên kết hóa trị .....................................................................50
3.4.2 Thuyết vân đạo phân tử .........................................................................................................51
3.4.2.1 Điều kiện để hình thành MO liên kết từ các AO ............................................................51
3.4.2.2 Các loại MO ...................................................................................................................51
3.4.2.2.1 MO  .......................................................................................................................51
3.4.2.2.2 MO  .......................................................................................................................52
3.4.2.3 Cách sắp xếp điện tử trong vân đạo phân tử ..................................................................52
3.4.2.4 Bậc liên kết .....................................................................................................................52
3.4.2.5 Giản đồ năng lượng của các MO tạo từ phân tử 2 nguyên tử đồng nhân A2 .................53
3.4.2.6 Giản đồ năng lượng của các MO tạo từ phân tử 2 nguyên tử dị nhân AB .....................55
3.5 Liên kết kim loại ..........................................................................................................................55
3.5.1 Mơ hình liên kết kim loại cổ điển .........................................................................................55
CuuDuongThanCong.com

/>

iv

3.5.2 Mơ hình liên kết kim loại theo cơ học lượng tử ................................................................... 55
3.6 Sự phân cực ion  Tính cộng hóa trị trong liên kết ion ............................................................... 56
3.6.1 Tác dụng phân cực của cation............................................................................................... 57
3.6.2 Tác dụng bị phân cực của ion ............................................................................................... 58
3.7 Phân biệt tác dụng phân cực của ion và độ phân cực của liên kết ............................................... 58
3.8 Sự không phân định ranh giới giữa các loại liên kết hóa học ...................................................... 59
Chương 4 TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA CÁC CHẤT VÀ CÁC KIỂU MẠNG TINH THỂ ...... 60
4.1 Trạng thái tập hợp của chất.......................................................................................................... 60
4.2 Trạng thái khí ............................................................................................................................... 62
4.2.1 Phương trình trạng thái khí lý tưởng .................................................................................... 62
4.2.2 Hỗn hợp khí lý tưởng ............................................................................................................ 62
4.2.2.1 Áp suất riêng phần ......................................................................................................... 62
4.2.2.2 Nồng độ mol riêng phần ................................................................................................ 63
4.2.3 Khí thật ................................................................................................................................. 63
4.3 Trạng thái lỏng ............................................................................................................................. 64
4.4 Trạng thái rắn tinh thể.................................................................................................................. 64
4.4.1 Đại cương về tinh thể............................................................................................................ 64
4.4.1.1 Mạng lưới tinh thể ......................................................................................................... 64
4.4.1.2 Ô mạng cơ sở ................................................................................................................. 65
4.4.1.3 14 mạng Bravais ............................................................................................................ 66
4.4.2 Phân loại mạng tinh thể theo liên kết – Tính chất vật lý của các chất .................................. 68
4.4.2.1 Tinh thể kim loại ............................................................................................................ 68
4.4.2.2 Tinh thể ion .................................................................................................................... 69
4.4.2.3 Tinh thể cộng hóa trị ...................................................................................................... 70
4.4.2.4 Tinh thể phân tử ............................................................................................................. 71
4.4.2.4.1 Liên kết Van der Waals .......................................................................................... 71
4.4.2.4.2 Liên kết Hydro ........................................................................................................ 72

4.4.2.4.3 Đặc điểm của tinh thể phân tử ................................................................................ 73
4.4.2.5 Cấu trúc của tinh thể có liên kết hỗn tạp ....................................................................... 74

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

5

Chương 1
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.1. Sự phát triển của Thuyết cấu tạo nguyên tử
Thế kỷ thứ 5 trước Công nguyên: nhà triết học Hy Lạp Democrit đưa ra khái niệm về nguyên tử
(atomos): “ Mọi vật đều cấu tạo từ những hạt rất nhỏ gọi là nguyên tử, đó là giới hạn cuối cùng của
các chất, các nguyên tử cực kỳ cứng và không bị biến đổi”
Giữa năm 400 trước Công nguyên đến thế kỷ 16 (khoảng thời gian 2000 năm): thuộc về trào lưu giả
kim thuật. Mục tiêu biến kim loại thường thành vàng với quan niệm “vàng là kim loại nguyên chất,
các kim loại còn lại bị lẫn tạp chất” hay “mọi kim loại đều cấu tạo từ lưu huỳnh, thủy ngân và muối
theo những tỉ lệ khác nhau”
Từ đầu thế kỷ 16 đến giữa thế kỷ 17: là thời kỳ phát triển của Hóa y học và kỹ thuật
Trong khoảng cuối thế kỷ 17 đầu thế kỷ 19: đánh dấu thời kỳ phát triển của ngành khoa học hóa học
với sự ra đời liên tiếp của các định luật mang tính chất định lượng như:
Năm 1748, Lomonosov M. V. – nhà khoa học người Nga – đã tìm ra một trong các định luật quan
trọng nhất trong tự nhiên, được gọi là định luật bảo toàn khối lƣợng. Định luật này được phát biểu
như sau: “Khối lượng (trọng lượng) của các chất tham gia phản ứng bằng khối lượng (trọng lượng)
của các chất tạo thành sau phản ứng”
Năm 1799, Proust J. L. – nhà hóa học người Pháp – đưa ra định luật thành phần khơng đổi có nội
dung như sau: “Mỗi chất hóa học có thành phần định tính và định lượng khơng đổi, khơng phụ

thuộc vào phương pháp điều chế nó”
Năm 1803, Dalton John – nhà hóa học người Anh – đưa ra định luật tỉ lệ bội, có nội dung như sau:
“Nếu hai nguyên tố tạo thành với nhau một số hợp chất, thì khối lượng của nguyên tố này kết hợp
với cùng một khối lượng của nguyên tố kia sẽ tỷ lệ với nhau như tỷ lệ giữa những số nguyên đơn
giản”
Dựa trên cơ sở của các định luật trên, năm 1808 Dalton đưa ra thuyết nguyên tử với nội dung như
sau:


Mỗi nguyên tố được cấu tạo bởi những hạt nhỏ gọi là nguyên tử



Các nguyên tử của cùng một nguyên tố thì giống nhau. Các nguyên tử của các nguyên tố
khác nhau thì khác nhau



Các hợp chất hóa học được hình thành khi các nguyên tử liên kết với nhau. Một hợp chất
luôn chứa một tỷ lệ xác định các loại nguyên tử



Phản ứng hóa học xảy ra do sự thay đổi liên kết giữa các nguyên tử. Bản thân nguyên tử
không bị biến đổi trong các phản ứng hóa học.

40 năm cuối của thế kỷ 19: sự phát triển của kỹ thuật tạo điều kiện cho sự tìm hiểu nguyên tử


1895: Roentgen phát hiện ra tia X



1896: Becquerel phát hiện ra hiện tượng phóng xạ của Uranium

Những năm cuối thế kỷ 19 đầu thế kỷ 20: giai đoạn của hóa học hiện đại với sự phát triển của lý
thuyết về cấu tạo nguyên tử


1897: Thomson với thí nghiệm “tia âm cực” phát hiện ra electron mang điện tích âm.



1910: Rutherford dùng tia  bắn qua lá vàng dát mỏng, ông phát hiện nguyên tử có cấu tạo
rỗng và hạt nhân của nguyên tử mang điện tích dương. Đến năm 1919, ơng xác định được sự
có mặt của hạt proton mang điện tích dương, có khối lượng nặng hơn electron 1840 lần.
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

6



1932: Chadwick khi bắn phá miếng kim loại Berili bằng tia  đã phát hiện ra hạt neutron
trung hòa điện.

Từ những kết quả trên, có thể mơ tả cấu trúc ngun tử như sau:

1. Nguyên tử gồm hạt nhân (chứa hạt proton mang điện dương và hạt neutron trung hòa điện) có

bán kính khoảng 10–12 cm và các electron chuyển động quanh hạt nhân với khoảng cách khoảng
10–14 cm.
Khối lượng (gam)

Điện tích

Khối lượng (amu)

Electron

9,1095.10–28

– 1,602.10–19 C

5,486.10–4

Proton

1,6726.10–24

+ 1,602.10–19 C

1,0073

Neutron

1,6750.10–24

0

1,0087

Hạt

1 amu (atomic mass unit) = 1 đvC = 1,66054.10–24 gam
2. Quy ước ký hiệu nguyên tử:
A
Z

X

X: ký hiệu nguyên tố của nguyên tử
Z: số hiệu nguyên tử của nguyên tố
Z = điện tích hạt nhân = số proton
A: số khối
A = Z + N (N: số neutron)

3. Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số neutron (hay cùng Z, khác A) được

gọi là đồng vị.
Ví dụ: nguyên tố hydro có 3 đồng vị: 11 H (99,985%)
Hydro

2
1

D ( 21 H) (0,015%)

Deuteri

T ( 31 H)

3
1

Triti

4. Những nguyên tử đồng vị đều có tính chất hóa học giống nhau. Do đó, Z là đặc trưng để phân

biệt các nguyên tố hóa học. Vậy nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích
hạt nhân.

1.2. Cấu trúc lớp vỏ electron
Với cấu trúc nguyên tử như trên, electron chiếm hầu như tồn bộ thể tích ngun tử. Trong các phản
ứng hóa học chỉ có lớp vỏ electron của nguyên tử bị biến đổi còn hạt nhân được giữ nguyên. Như
vậy cấu trúc lớp vỏ electron quyết định tính chất hóa học của nguyên tử.
Một câu hỏi được được đặt ra là làm thế nào để biết được trạng thái chuyển động của electron
trong nguyên tử?
Do nguyên tử là một hạt vi mơ (có kích thước rất nhỏ) ta khơng thể quan sát trực tiếp được sự
chuyển động của nó mà chỉ có thể dựa vào các hiện tượng thực nghiệm thể hiện tính chất của
electron trong nguyên tử để xây dựng nên những mơ hình để mơ phỏng cấu trúc lớp vỏ electron.
Nhiều mơ hình đã được xây dựng như mơ hình của Thomson, Rutherford, Bohr, Schrodinger (mơ
hình lượng tử). Trong số đó mơ hình lượng tử là mơ hình hoàn thiện nhất và đang được áp dụng
rộng rãi hiện nay.

1.2.1 Các bước phát triển của thuyết lượng tử về cấu tạo lớp vỏ của nguyên tử
Phần lớn hiểu biết của con người về cấu tạo lớp vỏ của nguyên tử được xây dựng trên cơ sở nghiên
cứu bức xạ (sóng) điện từ cũng như hiện tượng phát xạ và hấp thu bức xạ điện từ của các nguyên tử

(gọi tắt là quang phổ nguyên tử).

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

7

1.2.1.1 Bức xạ điện từ (electromagnetic radiation)
1.2.1.1.1 Bản chất sóng của bức xạ điện từ
1. Bản chất sóng của bức xạ điện từ được thể hiện trong các hiện tượng giao thoa và nhiễu xạ.
2. Theo lý thuyết sóng, bức xạ điện từ là một sóng điều hịa gồm hai thành phần là điện trường và

từ trường cùng pha và vuông góc với nhau.
3. Bức xạ điện từ được biểu thị đặc trưng bằng phương trình sóng điều hịa hình sin:

y  Asin  t  Asin 2   t

Trong đó:

: vận tốc góc
: tần số

Dao động điện và dao động từ của sóng điện từ

Dao động hình sin của sóng điện từ

4. Bức xạ điện từ di chuyển trong chân không với vận tốc ánh sáng c  3108 m/s.

5. Mỗi bức xạ được đặc trưng bởi tần số và bước sóng thể hiện qua biểu thức:


Trong đó:

c


: tần số (s1  Hz)
c: vận tốc ánh sáng (m/s)
: bước sóng (m)

6. Bức xạ điện từ bao gồm các bức xạ vơ tuyến, vi sóng (MW), hồng ngoại (IR), khả kiến (VIS),

tử ngoại (UV), tia X và tia .
Bức xạ

Tia 

Tia X

Tử
ngoại

Khả kiến

Hồng
ngoại

Vi sóng

Radio,
TV

Bước sóng (m)

10–11

10–10

10–9

4.10–7 – 7.10–7

10–6 – 10–3

10–2

1

7. Đơn vị của bước sóng  thường được tính thay đổi theo loại bức xạ:

m, cm cho bức xạ vi sóng
m

cho bức xạ hồng ngoại

nm

cho bức xạ khả kiến, tử ngoại

Å

cho bức xạ tia X

1m = 102 cm = 106 m = 109 nm = 1010 Å
8. Khi xem xét đến yếu tố pha thì sự tổ hợp các sóng cùng tần số có thể dẫn đến hai giới hạn biên

là bị triệt tiêu hay cộng hưởng năng lượng của các sóng này.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

8

1.2.1.1.2 Năng lƣợng của bức xạ điện từ
Khi vật chất được nung nóng chúng sẽ phát ra bức xạ (ví dụ như miếng sắt nóng đỏ, dây tóc bóng
đèn).
Vào cuối thế kỷ 19 bằng thực nghiệm người ta đã xác định được rằng năng lượng của bức xạ phát ra
tỉ lệ với bước sóng của bức xạ. Tuy nhiên với quan niệm “năng lượng có tính liên tục” các nhà khoa
học thời đó đã khơng thể tìm ra được mối liên hệ giữa bước sóng bức xạ với năng lượng của chúng.
1.2.1.1.3 Thuyết lƣợng tử của Planck
Năm 1900 Max Planck đã giải quyết vấn đề trên bằng cách đưa ra một khái niệm hồn tồn mới đó
là “năng lƣợng có tính gián đoạn”.
Quan niệm cổ điện cho rằng nguyên tử hấp thu và phát xạ năng lượng một cách liên tục. Trong khi
đó Planck cho rằng nguyên tử phát xạ năng lượng theo từng lượng nhỏ gọi là lƣợng tử (quantum).
Năng lượng của 1 lượng tử bức xạ được tính theo biểu thức:

E  h  h
Trong đó

c


h: hằng số Planck, h = 6,62.10–34 J.s
: tần số bức xạ (Hz)
: bước sóng của bức xạ (m)

Theo Planck, năng lượng ln được truyền theo từng bội số nguyên của h (ví dụ: 1h; 2h; 22h
chứ không thể là 1,5h; 4,7h …)
1.2.1.1.4 Bản chất hạt của bức xạ điện từ
Khi Planck đưa ra khái niệm lượng tử, ơng khơng thể giải thích được nguyên nhân vì sao năng
lượng lại gián đoạn.
5 năm sau (1905) với thí nghiệm về hiệu ứng quang điện Einstein đã trả lời được câu hỏi này.
Albert Einstein dùng những bức xạ khác nhau chiếu vào 1 tấm kim loại và tiến hành khảo sát số
lượng các hạt electron phát ra từ tấm kim loại đó cùng với động năng của chúng.

Kết quả thực nghiệm cho thấy:
1. Electron chỉ bị bứt ra khi tần số của bức xạ vượt qua một giá trị 0 nào đó (gọi là giá trị

ngưỡng). Mỗi kim loại sẽ có một giá trị 0 khác nhau.

2. Với các bức xạ có tần số lớn hơn 0 thì:



Cường độ dịng electron (số hạt electron) bị bứt ra tỉ lệ thuận với cường độ bức xạ chứ

không tỉ lệ thuận với tần số bức xạ.



Động năng của electron bị bứt ra tỉ lệ thuận với tần số của bức xạ.
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

9

Từ những kết quả trên Einstein đưa ra nhận xét như sau:
1. Dòng bức xạ gồm nhiều hạt nhỏ gọi là photon. Mỗi photon có năng lượng tỉ lệ với tần số của nó

E = h
2. Electron được giữ chặt trong nguyên tử kim loại nhờ vào lực liên kết với hạt nhân (Eliên kết)
3. Muốn bứt electron ra khỏi kim loại cần cung cấp cho nó năng lượng lớn hơn Eliên kết. Như vậy ta

có thể thấy rằng Eliên kết = h0.
4. Những bức xạ có tần số  thỏa điều kiện h > h0 = Eliên kết có thể bứt electron khỏi tấm kim

loại. Phần năng lượng dư ra của bức xạ sẽ biến thành động năng của electron sau khi thốt khỏi
bề mặt kim loại.
Ekin = h  h0
Trong đó:

Ekin: động năng của electron sau khi bứt khỏi bề mặt kim loại
h: năng lượng của photon bức xạ

h0: năng lượng cần thiết để bứt 1 electron ra khỏi kim loại

Qua hiện tượng quang điện vừa nêu trên, Einstein đã chứng tỏ được rằng bức xạ điện từ vừa có bản
chất sóng vừa có bản chất hạt.
1.2.1.1.5 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt của bức xạ điện từ
1.

Chỉ có thể giải thích đầy đủ các hiện tượng xảy ra khi thừa nhận bản chất nhị nguyên sóng-hạt
của bức xạ điện từ.

2.

Năng lượng của một photon được tính bằng cơng thức Einstein:
E = mc2

3.

Sự thống nhất bản chất sóng và bản chất hạt thể hiện qua mối quan hệ giữa khối lượng của
photon với tần số  và bước sóng  của bức xạ là:
E  h  h

c
 mc2


1.2.1.2 Quang phổ vạch của Hydro
Vào khoảng những năm 1859, các nhà khoa học đã khám phá ra rằng khi các nguyên tử bị kích
thích (bằng nhiệt hoặc bằng điện áp cao) chúng sẽ phát ra bức xạ. Ví dụ như Ne phát ra ánh sáng
vàng cam, Na phát ra ánh sáng vàng. Các bức xạ này là tổ hợp của nhiều bức xạ đơn sắc có tần số
(bước sóng) khác nhau. Khi cho các bức xạ này đi qua các lăng kính các tia đơn sắc sẽ bị tách ra tạo

thành các vạch tương ứng với bước sóng của chúng trên màn hình hoặc phim chụp. Tập hợp các
vạch này được gọi là quang phổ vạch của các nguyên tử. Mỗi loại nguyên tử sẽ có một bộ quang
phổ vạch gồm những vạch phổ xác định đặc trưng cho ngun tố đó. Chính vì vậy quang phổ vạch
của ngun tử được sử dụng để nhận diện các nguyên tố.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

10

Bước sóng (nm)

410

434

486,1

656,2

Màu

Tím

Xanh lam

Xanh lục

Đỏ

Tuy hiện tượng quang phổ vạch đã được phát hiện nhưng bản chất của nó vẫn chưa được xác định.
Năm 1885, Balmer đưa ra công thức thực nghiệm xác định vị trí các vạch phổ của hydro như sau:

(

1 1
 )  3,29 1015 Hz
22 n 2

Công thức của Balmer cho phép tính tốn chính xác vị trí tất cả các vạch của quang phổ Hydro. Tuy
nhiên, Balmer vẫn không cho biết được bản chất của quang phổ vạch.

1.2.2 Mẫu nguyên tử Hydro của Bohr
Năm 1913, Niels Bohr áp dụng khái niệm lượng tử của Planck và đưa ra mơ hình của ngun tử
Hydro như sau:


Electron trong nguyên tử chuyển động trên những quỹ đạo có năng lượng xác định xung
quanh hạt nhân. Năng lượng của electron ở quỹ đạo thứ n được tính theo cơng thức:

E

1
1
 13,6(eV)   2  2,18  1018 (J) (1eV = 1,60217.1019J)
2
n

n

 Khi electron ở trên quỹ đạo nó khơng phát ra bức xạ.
 Electron có thể chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo ứng với sự thay đổi năng lượng (khi
được cung cấp năng lượng thì electron sẽ chuyển từ vân đạo có năng lượng thấp lên quỹ đạo
có năng lượng cao; khi phát ra năng lượng thì electron sẽ chuyển từ quỹ đạo có năng lượng
cao xuống quỹ đạo có năng lượng thấp)
 Khi electron chuyển từ quỹ đạo n có năng lượng cao xuống quỹ đạo m có năng lượng thấp
hơn nó sẽ phát ra bức xạ có tần số  thỏa hệ thức:
En – Em = h
Với mẫu nguyên tử này Bohr đã giải thích được ngun nhân của quang phổ vạch. Áp dụng mơ
hình Bohr ta có thể tính tốn chính xác vị trí các vạch phổ của Hydro.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

11

Vị trí (tần số và bước sóng) của các vạch phổ được xác định theo cơng thức:


Trong đó

 1
c
1 
 RH  c   2  2 

n


 1 n2 

RH: hằng số Rydberg, R = 1,097107 m1

1.2.3 Mơ hình ngun tử theo cơ học lượng tử
Mơ hình ngun tử của Bohr tuy có thành cơng ở việc giải thích được bản chất của quang phổ vạch
và tính tốn chính xác quang phổ vạch của Hydro. Tuy nhiên Mơ hình này có hạn chế là chỉ có thể
áp dụng chính xác cho các hệ 1 electron như H, He+, Li2+ trong khi không áp dụng được cho các hệ
nhiều electron. Do đó cần phải có một mơ hình khác thích hợp hơn để mô tả cấu trúc lớp vỏ
electron.
Hạn chế của mơ hình Bohr nằm ở chỗ, trong khi chấp nhận khái niệm “lượng tử” của Planck, Bohr
lại vẫn coi electron như là một hạt tuân theo các định luật của cơ học cổ điển.

1.2.3.1 Các luận điểm cơ sở
1.2.3.1.1 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt của electron
Năm 1925, Louis de Broglie mở rộng quan điểm về bản chất nhị ngun sóng – hạt cho tồn bộ các
hạt vật chất. Theo De Broglie: “Nếu bức xạ có thể đƣợc coi là các dịng hạt photon thì các hạt vi
mơ nhƣ electron, proton, neutron cũng thể hiện tính chất sóng”
De Broglie cho rằng bước sóng của electron là hàm số của vận tốc và khối lượng của nó.


Trong đó

h
mv

: bước sóng (m)

h: hằng số Planck (h = 6,62.10–34 J.s)

m: khối lượng hạt (kg)

v: vận tốc hạt (m/s)

2

2

(1J = 1 kg.m /s )
1.2.3.1.2 Nguyên lý bất định Heisenberg
Bản chất sóng hạt của electron đưa đến hệ quả quan trọng về sự chuyển động của nó, thể hiện qua
nguyên lý bất định do Heisenberg đưa ra năm 1927: “Không thể đồng thời xác định chính xác cả
vị trí và vận tốc của electron”
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

12

Nguyên lý này được thể hiện dưới dạng toàn học như sau:

x  v 
Trong đó

h

4m

x: độ bất định về vị trí

v: độ bất định về vận tốc

h: hằng số Planck

m: khối lượng của hạt

Tổng quát hơn, khi nói về trạng thái chuyển động của electron ta khơng thể nói tới đường đi chính
xác của nó mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó trong vùng khơng gian quanh hạt nhân.
1.2.3.1.3 Hàm sóng
Theo cơ học cổ điển, trạng thái chuyển động của một vật tại thời điểm t được xác định khi biết tọa
độ không gian và vận tốc của vật.
Mỗi vi hạt chuyển động gắn liền với một sóng  có biên độ phụ thuộc vào tọa độ không gian và
thời gian q(x,y,z,t) của hạt, nghĩa là ta có hàm (q).
Hàm  có thể là hàm thực hay hàm phức và được gọi là hàm sóng của vi hạt.
Hàm  khơng có ý nghĩa vật lý nhưng chứa tất cả các thông tin liên quan đến vi hạt.
2

Tiên đề: Bình phương trị số tuyệt đối của hàm sóng (q) tại một điểm có tọa độ q là mật độ
tìm thấy hạt ở điểm q.
2

(q) dq biểu thị xác suất tìm thấy hạt trong vi thể tích dq bao quanh điểm q.

1.2.3.1.4 Phƣơng trình sóng Schrodinger
Bằng giả thuyết cho rằng electron vừa có bản chất sóng vừa có bản chất hạt, De Broglie đã đặt nền
móng cho cơ học lượng tử. Tuy nhiên phải đợi đến năm 1926 khi phương trình sóng của

Schrodinger xuất hiện, cơ học lượng tử mới thành lý thuyết hoàn chỉnh cho phép giải quyết thành
công vấn đề cấu tạo lớp vỏ nguyên tử.
Phương trình sóng Schrodinger được xem là định luật cơ học lượng tử về sự chuyển động của các
hạt vi mô, tương tự như các định luật Newton trong cơ học cổ điển cho chuyển động của các hạt vĩ
mô.
Theo Schrodinger trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử được mơ tả bằng phương
trình sóng đứng điện từ kết hợp với phương trình De Broglie. Phương trình Schrodinger có dạng:


H   E
h2  2   2  2
 2 ( 2  2  2 )  U  E
8 m x
y
z


Trong đó

H : tốn tử Hamilton
 : hàm sóng mơ tả sự chuyển động của electron trong nguyên tử

E: năng lượng toàn phần của electron (động năng và thế năng)
U: thế năng phụ thuộc vào tọa độ x, y, z
h: hằng số Planck (h = 6,62.10–34 J.s)
m: khối lượng electron
Giải phương trình Schrodinger ta sẽ tìm được các hàm số  với các giá trị năng lượng E tương
ứng.  đặc trưng cho trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử.  được gọi là orbital
(vân đạo) nguyên tử.
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

13

z

Trên thực tế, người ta thường chuyển phương
trình sóng sang hệ tọa độ cầu:

M


 n, ,m (r, , )  Rn, (r)  Y ,m (, )

r

trong đó:
y

R n, (r) được gọi là phần bán kính (phần
xuyên tâm)


x

Y ,m (, ) được gọi là phần góc của hàm
xM = rsincos

sóng 

yM = rsinsin
zM = rcos

Ý nghĩa của hàm sóng 
Hàm sóng  đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử. Từ nguyên lý bất định
Heisenberg ta thấy, đối với electron đang chuyển động trong nguyên tử, chúng ta chỉ có thể biết
được xác suất có mặt của nó ở chỗ nào trong nguyên tử. Đại lượng  2 biểu diễn mật độ xác suất có
mặt của electron trong nguyên tử. Nghĩa là khi  2 càng lớn trong vùng khơng gian nào đó thì ở
đấy electron sẽ xuất hiện thường xuyên hơn.
Thay cho việc mô tả sự chuyển động của electron trong nguyên tử bằng những quỹ đạo chính xác,
vị trí chính xác ở thời điểm này hay thời điểm khác, cơ học lượng tử quan niệm rằng khi chuyển
động xung quanh hạt nhân nguyên tử, electron đã tạo nên vùng khơng gian bao quanh hạt nhân mà
nó có thể có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau. Vùng khơng gian như vậy được
được hình dung như là một đám mây (vân đạo) electron. Nơi nào electron thường hay xuất hiện,
nghĩa là xác suất có mặt của nó lớn, thì mật độ đám mây lớn.

1.2.3.2 Orbital (vân đạo)
Khi biểu diễn giá trị  2 theo khoảng cách r (khoảng cách từ hạt nhân đến electron) trong không
gian, ta được các vùng không gian thể hiện xác suất hiện diện của electron. Các vùng này có hình
dạng, kích thước và định hướng khác nhau tùy theo bản chất của hàm sóng  và được gọi là các
orbital (hay vân đạo) electron.
(Lưu ý: hình dạng đám mây electron hay orbital nguyên tử chính là cách biểu diễn hình học của
hàm sóng trong hệ tọa độ cầu)

Các orbital s
(a) Mật độ phân bố electron trong các orbital 1s, 2s, 3s.
(b) Bề mặt giới hạn của các orbital 1s, 2s, 3s.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

14

Bề mặt giới hạn và sự định hướng của các orbital p

Bề mặt giới hạn và sự định hướng của các orbital d

fz3

fy(x2 z2 )

fxyz

fy3

fx3

fx(z2 y2 )

fz(x2 y2 )

Bề mặt giới hạn và sự định hướng của các orbital f

1.2.3.3 Số lượng tử (Quantum numbers)

Khi giải phương trình Schrodinger ta thu được nhiều hàm sóng  (vân đạo) thỏa mãn phương
trình. Mỗi hàm sóng được đặc trưng bởi một bộ các số nguyên gọi là các số lượng tử (thực chất các
số lượng tử là các số xuất hiện khi áp dụng các điều kiện biên để giải phương trình Schrodinger)
Các số lượng tử sẽ cho ta biết năng lượng, hình dạng và định hướng không gian của các vân đạo
(orbital)
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

15

1.2.3.3.1 Số lƣợng tử chính (principal quantum number): ký hiệu là n
Có các giá trị: 1, 2, 3, 4, …, n
Xác định trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử
Electron ở lớp vỏ electron thứ n sẽ có năng lượng tính theo biểu thức:

En  

1 mZ2e4
Z2



 13,6 (eV)
n2 80 2 h2
n2

Khi n càng lớn, En càng cao, khoảng cách giữa các mức năng lượng liên tiếp càng nhỏ.

Xác định kích thước vân đạo: n càng lớn vân đạo càng lớn, electron càng có nhiều thời gian ở xa hạt
nhân.
1.2.3.3.2 Số lƣợng tử phụ (subsidiary quantum number): ký hiệu là 
Ứng với mỗi giá trị của n,  có các giá trị 0, 1, …, (n1)
Số lượng tử phụ đặc trưng cho moment động lượng của electron khi chuyển động trong nguyên tử.
, xác định hình dạng của các vân đạo.
Số lượng tử phụ thường được ghi dưới dạng chữ
Giá trị của 

0

1

2

3

4

5

7

Ký hiệu

s

p

d

f

g

h

i

1.2.3.3.3 Số lƣợng tử từ (magnetic quantum number): ký hiệu là m
m nhận các giá trị số nguyên từ – , …0…, +
Ứng với mỗi giá trị của  có (2 + 1) giá trị của m, nghĩa là có (2 + 1) kiểu định hướng khác nhau
của đám mây electron trong không gian.
Bộ các số lượng tử cho phép xác định các trạng thái có thể có của các vân đạo
n



m

Số vân đạo
trong phân lớp

Số vân đạo
trong lớp

Ký hiệu
lớp

Ký hiệu vân đạo

1

0

0

1

1

K

1s

0

0

1
4

L

2

3

2s

1

1, 0, +1

3

0

0

1

1

1, 0, +1

3

2

2, 1, 0, +1, +2

5

(3d)

0

0

1

4s

1

1, 0, +1

3

4

2px

2py 2pz
3s

9

M

3px

4px
16

3py 3pz

4py 4pz

N

2

2, 1, 0, +1, +2

5

(4d)

3

3, 2, 1, 0, +1, +2, +3

7

(4f)

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

16

1.2.3.3.4 Số lƣợng tử spin (spin quantum number): ký hiệu là ms
Khái niệm spin electron được đưa ra bởi Samuel Gondsmit và George Uhlenbeck vào năm 1925.
Khi nghiên cứu phổ nguyên tử họ thấy rằng các vạch phổ đơn thực chất là do hai vạch phổ có vị trí
rất gần nhau tạo thành do đó cần phải có thêm một số lượng tử thứ tư để giải thích phổ hấp thu của

các nguyên tử. Dựa vào các số liệu quang phổ họ đưa ra khái niệm rằng electron có moment từ do
sự quay quanh trục của nó. Do chỉ có hai chiều quay nên chỉ có hai giá trị moment. Hai giá trị này
được gán cho electron là bằng 

1
1
và  và được gọi là số lượng tử spin.
2
2

Như vậy, 4 số lượng tử: n, , m, và ms hoàn toàn xác định trạng thái của electron trong
nguyên tử.

1.2.3.4 Nguyên lý loại trừ Pauli (1925)
Wolfgang Pauli đưa ra nguyên lý: “Trong nguyên tử, không thể nào tồn tại đồng thời hai nguyên
tử có cả 4 số lƣợng tử giống nhƣ nhau”
Từ nguyên lý này ta có thể suy ra được rằng trong mỗi vân đạo electron chỉ có thể có tối đa hai
electron.

1.2.4 Cấu hình electron của nguyên tử
1.2.4.1 Nguyên tử 1 electron
Trong nguyên tử 1 electron trạng thái năng lượng của electron được xác định bởi số lượng tử chính
n.

En  

Z2
Z2

13,6

(eV)


 2,18 (J)
n2
n2

Năng lượng

Các Orbital nguyên tử được sắp xếp theo thứ tự các mức năng lượng từ thấp đến cao như sau:

Trạng thái nền

1.2.4.2 Nguyên tử nhiều electron
Trong nguyên tử nhiều electron trạng thái năng lượng của electron được xác định bởi số lượng tử
chính n và số lượng tử phụ , trong đó ảnh hưởng của số lượng tử phụ  càng lớn khi nguyên tử
càng nhiều electron. Điều này do năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron không chỉ
phụ thuộc sức hút hạt nhân mà cịn vào lực đẩy giữa các electron.
Do đó trạng thái năng lượng của electron chịu ảnh hưởng của 2 hiệu ứng: hiệu ứng chắn và hiệu
ứng xâm nhập

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT



17

Hiệu ứng chắn: các electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực hút của hạt nhân
với các electron bên ngoài  các electron bên ngoài bị hạt nhân hút bởi điện tích Z* nhỏ
hơn điện tích Z của hạt nhân (Z*: gọi là điện tích hiệu dụng).
Hiệu ứng chắn  (hằng số chắn) của các lớp electron bên trong đối với electron khảo sát bên
ngoài được xác định như sau:  = Z  Z*
Tác dụng chắn của các electron phụ thuộc vào các số lượng tử n,  như sau:



1.

Các electron lớp bên trong có tác dụng chắn mạnh đối với electron lớp bên ngoài.

2.

Các electron trong cùng một lớp có tác dụng chắn nhau yếu hơn so với khác lớp. Trong
cùng một phân lớp các electron chắn nhau càng yếu hơn.

3.

Trong cùng một lớp, tác dụng chắn của phân lớp giảm khi  tăng: ns > np > nd > nf.

4.

Phân lớp electron bão hòa hoặc bán bão hịa có tác dụng chắn mạnh đối với electron lớp
bên ngoài.

Hiệu ứng xâm nhập: đặc trưng cho khả năng các electron bên ngồi có thể xun qua các
lớp electron bên trong để xâm nhập vào gần hạt nhân.

1.

Electron xâm nhập càng mạnh sẽ bị hạt nhân hút càng mạnh và có năng lượng càng
thấp.

2.

Trong cùng một lớp, khả năng xâm nhập của các phân lớp giảm khi  tăng: ns > np >
nd > nf.

Biểu thức năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron có dạng:

En,

Z*2
Z*2
  2  13,6 (eV)   2  2,18 (J)
n
n

Năng lượng

Các Orbital nguyên tử được sắp xếp theo thứ tự các mức năng lượng từ thấp đến cao như sau:

Trạng thái nền

Sự phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron (ở trạng thái nền) tuân theo các quy tắc
sau:
1.

Nguyên lý bền vững (Aufbau principle): Các electron chiếm dần các orbital có năng lượng từ
thấp đến cao.
CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

18



Qui tắc Klechkowski:
 Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền electron vào các orbital (đặc trưng bởi n
và ) sao cho tổng (n + ) tăng dần
 Khi hai orbital khác nhau có cùng giá trị (n + ) thì orbital bị chiếm trước ứng với n nhỏ
hơn
 Như vậy thứ tự điền electron được sắp xếp theo trật tự sau: ns (n–2 )f (n–1)d np
 Quy tắc này cịn được cụ thể hóa bằng giản đồ sau:

2.

Ngun lý Pauli (Pauli exclusion principle): Trong một nguyên tử, không thể nào tồn tại
đồng thời hai nguyên tử có cả 4 số lượng tử giống như nhau. Nghĩa là trong mỗi orbital
electron chỉ có thể có tối đa hai electron.

3.

Quy tắc Hund (Hund’s rule):Trong cùng một phân lớp với nhiều orbital có cùng mức năng
lượng như nhau, các electron sẽ được phân bố thế nào để tổng spin của chúng là cực đại. Nói

cách khác, trong một phân lớp các electron sẽ phải phân bố sao cho số electron độc lập là tối
đa, đồng thời các electron đó phải có spin giống nhau.

1
(Lưu ý: electron được ký hiệu bằng các dấu mũi tên: thường ký hiệu hướng lên : spin =  ;
2
1
thường ký hiệu hướng xuống : spin =  )
2
Ví dụ: trong ngun tử cacbon (có 6 electron) các electron có thể được sắp xếp theo 3
cách sau:

Cách sắp xếp thỏa cả 3 quy tắc chính là cách sắp xếp thể hiện trạng thái nền (trạng thái có
năng lượng thấp nhất) của nguyên tử cacbon
Hai cách sắp xếp trên thể hiện trạng thái kích thích của nguyên tử cacbon
(Lưu ý: chỉ có một cách sắp xếp thể hiện trạng thái nền, trong khi đó có rất nhiều cách sắp
xếp thể hiện trạng thái kích thích)

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

19

1.2.5 Quy tắc Slater
1.2.5.1 Đại cương
1.

Để giải phương trình sóng Schroedinger một cách dễ dàng, người ta chuyển từ hệ trục tọa độ
vng góc Descartes với các thơng số x, y và z sang hệ tọa độ cầu với các thông số r,  và .

2.

Ta đã biết là hàm không gian bằng tích của hàm bán kính và hàm cầu tương ứng:
nlm(r,,) = Rnl(r).Ylm(,)

Kết quả giải phương trình Schroedinger đã xác định được hàm cầu nên muốn xác định hàm sóng thì
chỉ cần xác định hàm bán kính Rnl.
Sau khi nghiên cứu nhiều tài liệu thực nghiệm và tính tốn theo lý thuyết, năm 1930, Slater đã đưa
ra hệ thức gần đúng xác định hàm bán kính R và hàm năng lượng E của một điện tử được đơn giản
hóa theo biểu thức sau:
1

 r/n

R(r)  c.r n .e(  Z )
E  13,6

(Å)

(Z )2
(eV)
(n )2

Z*: Điện tích hiệu dụng

Trong đó:

n*: Số lượng tử chính hiệu dụng
Các giá trị số lượng tử chính hiệu dụng n* và điện tích hạt nhân hiệu dụng Z* được xác định theo
các quy tắc Slater.

1.2.5.2 Quy tắc Slater về số lượng tử chính hiệu dụng n*
Số lượng tử chính hiệu dụng n* được xác định từ số lượng tử chính n theo các giá trị đơn giản sau:
n

1

2

3

4

5

6

n*

1

2

3

3,7

4,0

4,2

1.2.5.3 Quy tắc Slater về điện tích hạt nhân hiệu dụng Z*
1.

Các vân đạo được sắp thành các hạng sau:

Hạng

1

2

3

4

5

6

7

8

Vân đạo

1s

2s ,2p

3s, 3p

3d

4s, 4p

4d

4f

5s, 5p

2.

Điện tích dương hiệu dụng của hạt nhân tác động lên một điện tử x đang xét được xác định từ
điện tích hạt nhân Z và tổng hằng số chắn  của các điện tử còn lại:
Z* = Z  

3.

Tổng hằng số chắn  được xác định như sau:
a. Các điện tử có hạng lớn hơn hạng của điện tử x có hằng số chắn  = 0 vì nằm bên ngồi

điện tử x nên khơng có tác dụng chắn.
b. Mỗi điện tử trên các vân đạo cùng hạng với điện tử x có hằng số chắn  = 0,35. Riêng

trường hợp điện tử x thuộc hạng 1 (1s) thì  = 0,30.

c. Mỗi điện tử trên các vân đạo có hạng nhỏ hơn hạng của điện tử x có hằng số chắn  = 1.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

20

d. Riêng đối với điện tử x thuộc các vân đạo ns và np thì các điện tử trên tầng năng lượng

chính n’ = n  1 có hằng số chắn  = 0,85.
4.

Ví dụ: Tính hằng số chắn của các điện tử 1s, 2s, 3p, 3d và 5s.

Hạng

1

2

3

4

5

6

7

8

Vân đạo

1s

2s ,2p

3s, 3p

3d

4s, 4p

4d

4f

5s, 5p

Thí dụ 1

0,30

0

Thí dụ 2

0,85

0,35

0

Thí dụ 3

1

0,85

0,35

0

Thí dụ 4

1

1

1

0,35

0

Thí dụ 5

1

1

1

1

0,85

0,85

0,85

0,35

1.2.5.4 Thí dụ
Hãy tính (1) tổng hằng số chắn , (2) điện tích hiệu dụng Z* cho các điện tử 1s và 2s2p, (3) tính
năng lượng ion hóa thứ 1 I1 và (4) năng lượng anion hóa thứ 1 A1 (ái lực điện tử) của nguyên tử
fluor có cấu hình điện tử 1s2 2s2 2p5.
Giải:
1.

Tính tổng hằng số chắn  và điện tích hiệu dụng Z*
 = 0,3

Z* = 9  0,3 = 8,7

Đối với điện tử 2s2p:  = (6  0,35)  (2  0,85) = 3,8

Z* = 9  3,8 = 5,2

Đối với điện tử 1s:

2.

Tính năng lượng ion hóa thứ 1 I1
Do ngun tử F lẫn ion F đều có hai điện tử 1s có năng lượng bằng nhau nên ta chỉ cần tính
năng lượng của các điện tử 2s và 2p.
Đối với nguyên tử F:

 = (6  0,35)  (2  0,85) = 3,8

Z* = 9  3,8 = 5,2



(Z )2 
5,22 
F
E2s,2p
 7  13,6  2   7  13,6 2   643,55eV
(n ) 
2 


Đối với ion F:

 = (5  0,35)  (2  0,85) = 3,45

E

F
2s,2p

Z* = 9  3,45 = 5,55



(Z )2 
5,552 
 6  13,6  2   6  13,6 2   628,37eV
(n ) 
2 




F
F
I1  E2s,2p
 E2s,2p
 628,37  (643,55)  15,18eV

Giá trị thực nghiệm là 17,42eV.
3.

Tính năng lượng anion hóa thứ 1 A1
Do nguyên tử F lẫn ion F đều có hai điện tử 1s có năng lượng bằng nhau nên ta chỉ cần tính

năng lượng của các điện tử 2s và 2p.
Đối với ion F:

 = (7  0,35)  (2  0,85) = 4,15

Z* = 9  4,15 = 4,85



(Z )2 
4,852 
F
E2s,2p
 8  13,6  2   8  13,6 2   639,81eV
(n ) 
2 




F
F
I1  E2s,2p
 E2s,2p
 639,81  (643,55)  3,74eV

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

21

Giá trị thực nghiệm là 3,52eV.

1.3 Một số vấn đề khác
1.3.1 Cấu hình electron đặc biệt
Do năng lượng của phân mức (n-1)d và ns sai khác nhau không đáng kể nên các ngun tử có cấu
hình electron (n1)d4 ns2, (n1)d9 ns2 lần lượt chuyển sang cấu hình (n1)d5 ns1, (n1)d10 ns1 với
phân lớp (n1)d có cấu hình electron bán bão hịa hoặc bão hịa bền hơn.
Ví dụ: Cr (Z = 24) có cấu hình [Ar] 3d5 4s1 bền hơn cấu hình [Ar] 3d4 4s2.
Cu (Z = 29) có cấu hình [Ar] 3d10 4s1 bền hơn cấu hình [Ar] 3d9 4s2.

1.3.2 Phân loại các nguyên tố
Dựa vào cấu hình electron, người ta phân loại thành các nguyên tố s, p, d, f.
Để xác định loại nguyên tố, ta căn cứ vào electron cuối cùng được điền vào phân lớp nào thì tương
ứng với loại ngun tố đó.
Ví dụ: Li (Z = 3): 1s2 2s1  nguyên tố s
F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5  nguyên tố p
Ti (Z = 22): [Ar] 3d2 4s2  nguyên tố d
Ce (Z = 58): [Xe] 4f2 6s2  nguyên tố f

1.3.3 Cấu hình electron của các ion đơn giản
1.3.3.1 Anion (ion âm)
Anion tạo thành do nguyên tử nhận thêm electron A + ne  An-. ne mới nhận vào sẽ điền tiếp vào
những phân lớp có năng lượng cao hơn (theo quy tắc Klechkowski).
Ví dụ: O [1s2 2s2 2p4] + 2e  O2- [1s2 2s2 2p6]

1.3.3.2 Cation (ion dương)

Cation tạo thành do nguyên tử nhường đi electron M – ne  Mn+.


Đối với nguyên tố s, p: ne nhường đi sẽ ứng với những electron sau cùng được điền vào cấu
hình electron của ngun tử.
Ví dụ:



Al [1s2 2s2 2p6 3s2 3p1] – 3e  Al3+ [1s2 2s2 2p6]

Đối với nguyên tố d: mặc dù electron điền vào phân lớp (n-1)d sau phân lớp ns nhưng khi
nhường electron, các electron ở phân lớp ns lại mất trước.
Ví dụ 1: Ti ([Ar] 3d2 4s2)

– 2e  Ti2+ ([Ar] 3d2 4s0)
– 3e  Ti3+ ([Ar] 3d1 4s0)
– 4e  Ti4+ ([Ar] 3d0 4s0)

Ví dụ 2: Fe ([Ar] 3d6 4s2)

– 2e  Fe2+ ([Ar] 3d6 4s0)
– 3e  Fe3+ ([Ar] 3d5 4s0)



Đối với nguyên tố f: tương tự như nguyên tố d.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

22

Chương 2
BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN
CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC
1. Số lượng các nguyên tố và hợp chất được khám phá và tổng hợp ra càng ngày càng tăng với tốc
độ rất nhanh.
2. Để có thể hiểu rõ các tính chất của các nguyên tố cũng như dễ dàng dự đoán và so sánh tính chất
của các nguyên tố và các hợp chất của chúng, cần phải phân loại các nguyên tố theo các tính
chất giống nhau của chúng.
3. Có nhiều nỗ lực phân loại các nguyên tố theo các tiêu chuẩn khác nhau, trong đó, cơng trình
thành cơng rực rỡ nhất là của nhà hóa học Nga Mendeleev.

2.1 Sự phát triển của hệ thống tuần hồn các ngun tố hóa học
2.1.1 Sự phát hiện ra các nguyên tố – Cơ sở của định luật tuần hoàn
Vào thời kỳ đầu của nền hóa học, với quan niệm sai lầm về cấu tạo vật chất, các nhà hóa học trên
thế giới bị cuốn vào trào lưu giả kim thuật trong đó họ tìm kiếm cách điều chế ra vàng từ những kim
loại bình thường.
Đến cuối thế kỷ 16 trào lưu giả kim thuật lụi tàn. Các nhà hóa học tập trung vào cơng việc khám
phá ra các ngun tố hóa học, xác định khối lượng nguyên tử và tính chất của các ngun tố.
Tính đến năm 1800 đã có 36 ngun tố hóa học được phát hiện. Con số này là 55 vào năm 1840 và
63 vào năm 1870 (thời điểm mà Mendeleev đưa ra định luật tuần hoàn).
Với số lượng nguyên tố tìm được khá lớn, một nhu cầu cần thiết được đặt ra đó là hệ thống hóa lại
tính chất của các ngun tố hóa học nhằm tìm ra một quy luật biến đổi từ đó giúp việc phát triển của
hóa học thuận lợi hơn.
Với mục đích này, một hội nghị hóa học quốc tế đã được tổ chức tại Karlsruhe (Đức). Các nhà Hóa

học trên thế giới tập trung lại để bàn bạc , thống nhất ý kiến về các vấn đề: “sự tồn tại của nguyên
tử”; “khối lượng chính xác của các nguyên tố”; “sự liên hệ giữa tính chất của các ngun tố”. Trong
hội nghị này có sự tham gia của hai nhà hóa học: Dimitri Mendeleev người Nga và Lothar Meyer
người Đức.
Sau hội nghị Karlsruhe, một loạt ý tưởng về sắp xếp các nguyên tố theo hệ thống đã được ra đời.
Điển hình là hai cách sắp xếp của Dechancourtois và Newlands.
Năm 1862, Dechancourtois sắp xếp 50 nguyên tố theo trật tự khối lượng nguyên tử tăng dần theo
đường xoắn ốc quanh một hình trụ.
Năm 1864, Newlands sắp xếp 56 nguyên tố thành từng bộ 8.
Cả hai sắp xếp trên đều mang tính liệt kê các nguyên tố, chưa thể hiện được quy luật biến đổi tính
chất của các ngun tố.
Chỉ đến năm 1869 bài tốn về quy luật sắp xếp các nguyên tố mới được giải khi đồng thời cả
Mendeleev và Meyer đưa ra cách sắp xếp các nguyên tố theo các hàng và các cột theo chiều tăng
dần của khối lượng nguyên tử. Mendeleev gọi sự sắp xếp này là ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
Tuy Mendeleev và Meyer cùng đưa ra cách sắp xếp tương tự nhau cho các nguyên tố, nhưng chính
Mendeleev là người có cơng lớn nhất trong việc xây dựng hệ thống tuần hồn khi ơng sử dụng các ơ
trống trong hệ thống để tiên đoán được sự tồn tại của các nguyên tố chưa được tìm thấy lúc bấy giờ,
trong khi Meyer lại khơng tán đồng việc tiên đốn sự tồn tại của các nguyên tố đó.

CuuDuongThanCong.com

/>

HÓA ĐẠI CƢƠNG A1  LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT

23

2.1.2 Q trình Mendeleev xây dựng định luật tuần hồn
Mendeleev sinh ngày 27/1/1834 tại thành phố Tobol, Siberi. Năm 1967, ông được đề cử làm giáo sư
tại trường đại học Saint Petersburgs. Trong quá trình viết cuốn sách “Cơ sở của Hóa học”

(Principles of Chemistry) của mình, ơng đã nghiên cứu sâu về tính chất của các nguyên tố cũng như
sự liên hệ giữa các nguyên tố với nhau. Ông nhận thấy có sự biến đổi có quy luật của tính chất các
nguyên tố và cố gắng sắp sắp xếp các nguyên tố theo quy luật đó.
Để làm việc này, Mendeleev đã làm những tấm thẻ trên đó có viết tên các nguyên tố cùng với khối
lượng nguyên tử và các tính chất của chúng. Sau đó ơng thử sắp xếp các tấm thẻ theo những trật tự
khác nhau để tìm ra quy luật biến đổi tính chất. Sự sắp xếp cuối cùng mà Mendeleev lựa chọn đó là
xếp các nguyên tố theo từng hàng theo chiều tăng dần của khối lượng nguyên tử. Bắt đầu mỗi hàng
mới là một vòng lặp lại các tính chất của hàng cũ. Cách sắp xếp này đặt các ngun tố có tính chất
giống nhau theo từng cột.
Trong bảng sắp xếp của mình, Mendeleev đã để trống một số ô mà theo ông sẽ được điền vào bởi
các nguyên tố chưa được tìm thấy vào thời điểm đó. Ơng thậm chí cịn tiên đốn tính chất của các
nguyên tố sẽ được điền vào các ố trống đó.
Mendeleev gọi tên các ngun tố ở 3 ơ cịn trống là eka-Bo, eka- Aluminium, và ekasilic (có nghĩa
là các nguyên tố đứng sau Bo, Nhôm, Sillic).

Mendeleev

Hệ thống tuần hoàn do Mendeleev đề nghị
Một thời gian sau lần lượt ba nguyên tố đã được phát hiện.
1877: lecoq de Bois baudran tìm ra Gallium (eka-aluminium)
1879: Lar Federic Nilson tìm ra Scandium (eka- Bo)
1886: Clemens Winkler tìm ra Germanium (eka-silic)
Cả ba nguyên tố mới được phát hiện đều có khối lượng nguyên tử và tính chất tương tự như
Mendeleev đã dự đốn hơn 10 năm trước đó.
Với sự tìm ra 3 nguyên tố trên, định luật tuần hoàn Mendeleev đã chứng tỏ được giá trị của mình và
đã được chấp nhận rộng rãi.

2.1.3 Những hiệu chỉnh và bổ xung cho hệ thống tuần hồn
Tuy đạt được những thành cơng rực rỡ và được áp dụng rộng rãi. Hệ thống tuần hoàn của
Mendeleev cũng có một số khuyết điểm.

CuuDuongThanCong.com

/>