Transcript n-2

Trường Đại Học Điện Lực
Khoa Đại Cương
Mục tiêu môn học
Sau khi học xong môn học này, sinh viên có thể:
 Hiểu cấu tạo nguyên tử, phân tử và hệ thống tuần hoàn.
 Biết được các trạng thái của vật chất.
 Hiểu được các nguyên lý nhiệt động học hóa học và cân
bằng pha
 Biết được dung dịch và tính chất của dung dịch
 Biết được xúc tác là gì và động hóa học trong phản ứng
có xúc tác.
 Hiểu được phản ứng oxy hóa khử và các quá trình điện
hóa.
 Biết được một số kỹ thuật cơ bản trong việc phân tích
nước và nhiên liệu dùng trong ngành điện.
Yêu cầu đối với sinh viên
 Tìm hiểu trước những nội dung sẽ học (trong buổi học
tiếp theo) trong sách giáo khoa và những tài liệu có liên
quan.
 Nắm vững những kiến thức được học.
 Làm đầy đủ bài tập mà giáo viên đưa ra.
Thông tin về môn học
1. Leân lôùp: 45 tieát (Lyù thuyeát + baøi taäp)
2. Töï hoïc: 45 tieát
3. Döï lôùp treân: 75 %
4. Baøi taäp: treân lôùp vaø ôû nhaø
5. Kieåm tra goàm: 01 baøi kieåm tra cuối học kỳ
Tài liệu
1. Tài liệu tham khảo:
 Nguyễn Đình Chi, Cơ sở lý thuyết Hóa học, NXB Giáo dục,
1995.
 Vũ Đăng Độ, Cơ sở lý thuyết các quá trình hóa học, NXB
Giáo dục, 1994.
 Nguyễn Hạnh, Cơ sở lý thuyết hóa học, NXB Giáo dục,
1997.
 Lê Mậu Quyền, Hóa học đại cương, NXB khoa học kỹ
thuật, 2001.
 Trịnh Xuân Sén, Điện hóa học, NXB ĐHQG HN, 2002
NỘI DUNG MÔN HỌC
Chương 1. Cấu tạo nguyên tử - Bảng tuần hòan các
nguyên tố hóa học
Chương 2. Các trạng thái tập hợp của vật chất
Chương 3. Nhiệt động hóa học
Chương 4. Dung dịch
Chương 5. Động hóa học và xúc tác
Chương 6. Phản ứng Oxy hóa khử và các quá trình
điện hóa
Chương 7. Hóa kỹ thuật
MỞ ĐẦU
I. Giới thiệu chung về hóa học
1. Khái niệm:
Hóa học là một ngành khoa học nghiên cứu về sự
chuyển biến của các chất này thành các chất khác.
2. Đối tượng của hóa học:
Hóa học phải nghiên cứu các vấn đề như: xác định
thành phần, cấu tạo, tính chất của các chất, phản ứng
giữa chúng và đềiu kiện tiến hành các phản ứng đó.
3. Lịch sử phát triển của hóa học:
Có thể chia lịch sử hóa học thế giới thành 5 thời kỳ
 Thời kỳ triết lý tự nhiên của Hy Lạp
Khô
Lửa
Đất
Lạnh
Nóng
Không khí
Nước
Ẩm
 Thời kỳ giả kim thuật ( từ thế kỷ I đến thế kỷ XV).
 Thời kỳ y hóa học ( từ thế kỷ XV đến thế kỷ XVII).
Robert Boyle
 Thời kỳ thuyết Floghixton ( thế kỷ XVIII).
 Thời kỳ thuyết nguyên tử hay thời kỳ hóa học hiện đại
( từ giữa thế kỷ thứ 18 trở lại đây)
4. Vai trò của hóa học trong đời sống kỹ thuật
Các công trình nghiên cứu này đã mang lại nhiều nhận
thức quan trọng về bản chất của sự biến đổi hóa học và
các liên kết hóa học. Các động lực quan trọng khác bắt
nguồn từ những khám phá trong vật lý lượng tử thông
qua mô hình quỹ đạo điện tử. Trên cơ sở những thành
quả của ngành hóa học, một số ngành công nghệ đã
được hình thành với nhiệm vụ ứng dụng những thành
tựu của hóa học vào thực tiễn quá trình sản xuất và phục
vụ đời sống con người và được gọi là ngành công nghệ
hóa học
Nhiều ngành khoa học, kinh tế liên quan chặt chẽ với hóa
học như: hoá công nghiệp, luyện kim, địa chất, nông
nghiệp, dược, vật liệu, xây dựng…. Sở dĩ có mối liên
quan là vì các ngành này đều sử dụng các chất là đối
tượng.
II. Một số khái niệm và định luật cơ bản
Nguyeân töû
 Moãi phaân töû do caùc phaàn töû nhoû hôn caáu taïo neân. Nguyeân töû laø
phaàn töû nhoû nhaát cuûa moät nguyeân toá hoaù hoïc, khoâng theå phaân chia
nhoû hôn ñöôïc nöõa veà maët hoaù hoïc. Trong caùc phaûn öùng hoaù hoïc,
nguyeân töû khoâng thay ñoåi.
Nguyeân toá hoaù hoïc
 Laø loaïi nguyeân töû, ñöôïc ñaëc tröng baèng moät ñieän tích haït nhaân xaùc
ñònh vaø coù caáu taïo voû e
gioáng nhau, do ñoù coù nhöõng tính chaát hoùa
hoïc gioáng nhau
Phaân töû
 Phaân töû laø phaàn töû nhoû nhaát cuûa moät chaát, coù khaû naêng toàn taïi
ñoäc laäp, coù taát caû caùc tính chaát hoùa hoïc ñaëc tröng cho chaát ñoù
Ñôn chaát, hôïp chaát:
 Ñôn chaát laø caùc chaát ñöôïc caáu thaønh töø moät nguyeân toá (Oxy:
O2, Kim cöông: C, Nitô: N2…)
 Hôïp chaát laø caùc chaát ñöôïc caáu thaønh töø 2 nguyeân toá trôû leân
(H2O, Röôïu, Daám…)
Luaät thaønh phaàn khoâng ñoåi:

Moät hôïp chaát hoùa hoïc xaùc ñònh luoân chöùa cuøng moät soá
nguyeân toá nhö nhau vôùi tæ leä khoái löôïng xaùc ñònh.
Hóa trị
Hóa trị là đại lượng đặc trưng cho khả năng một nguyên
tử của một nguyên tố có thể kết hợp hoặc thay thế một
số xác định nguyên tử của nguyên tố khác.
Thường ta qui ước, Hidro có hóa trị I, Oxy có hóa trị II.
Hóa trị của các nguyên tố khác được tính dựa vào hợp
chất của nó với Hidro hay Oxy.
Ví dụ: HCl, H2O, NH3, H2S, PH3 …
Na2O, CaO, Fe2O3, Mn2O7, SO3 …
Số Oxy hóa
Là một đại lượng đặc trưng cho trạng thái oxy hóa
khử của một nguyên tố trong thành phần đơn chất
hay hợp chất
Theo qui ước, số oxy hóa chính là số điện tích xuất
hiện ở nguyên tử trong phân tử khi giả định rằng cặp
e dùng để liên kết với nguyên tử khác trong phân tử
chuyển hẳn về phân tử có độ âm điện lớn hơn.
Để tính số oxy hóa của một nguyên tố, cần lưu ý:
 Số oxy hóa có thể là số âm, dương bằng 0 hay số lẻ
 Số oxy hóa trong đơn chất bằng 0
Số oxy hóa của ion đơn nguyên tử không đổi và bằng
điện tích ion của nó.
 Tổng số oxy hóa các nguyên tử trong phân tử bằng
0
Định luật bảo toàn khối lượng
 Định luật cơ bản trong lĩnh vực hóa học:
“Trong phản ứng hóa học, tổng khối lượng các
chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng sản
phẩm tạo thành”
(mtrước) =  (msau)

Lịch sử:

Năm 1748 Mikhail Lomonossow đặt ra định đề

Năm 1789 Antoine Lavoisier phát biểu định luật này
Khoái löôïng nguyeân tö û(Nguyeân töû löôïng)
• Khoái löôïng cuûa 1H = 1.6735 x 10-24 g vaø 16O laø 2.6560 x 10-23 g.
• Ñònh nghóa: Khoái löôïng cuûa 12C = chính xaùc laø 12 ñvC hay amu
(ñôn vò Carbon, hay laø ñôn vò nguyeân töû, atomic mass unit).
• Töø ñoù:
1 amu = 1.66054 x 10-24 g
1 g = 6.02214 x 1023 amu
Mol
Là đơn vị đo lượng chất. 1 mol chất bất kỳ chứa
6.023 X 1023 tiểu phân
Đồng vị
Có cùng số proton (cùng 1 nguyên tố hóa học)
Khác số khối hay số nơ tron.
 Ví dụ: Các đồng vị của Hydro (Z = 1)
, protium - Hydro nhẹ ( 99,98%); (1
proton, không có neutron trong hạt nhân):
 H-1,
1H
 H-2 or D, 2H, deuterium ( 0,016 % ); (1 proton và 1
neutron trong hạt nhân).
 H-3 or T,
3H,
tritium ( 0,001%); (1 proton và 2
neutron trong hạt nhân).
Nguyeân töû löôïng trung bình
• Trong töï nhieân, caùc nguyeân toá toàn taïi ôû caùc daïng ñoàng vò vôùi tæ
leä khaùc nhau, ví duï:
• C: 98.892 % 12C + 1.108 % 13C.
• Nguyeân töû löôïng trung bình C:
• (0.98892)(12 amu) + (0.0108)(13amu) = 12.011 amu.
• Trong heä thoáng tuaàn hoaøn laø NTL trung bình.
Ví dụ: Chlorine có 2 đồng vị, Cl-35 and Cl-37, có
nguyên tử lượng lần luợt là 34.96885 and 36.96590
amu. Nguyên tử lượng của nó trong tự nhiên là 35.453
amu. Thành phần % của từng đồng vị?
Đặt x = phần Cl-35, y = phần Cl-37
Ta có
x + y = 1 <=> y = 1 - x
34.96885*x + 36.96590*y = 35.453
Từ đó
x = 0.7553 <=> 75.53% Cl-35
y = 1 - x = 0.2447 hay 24.47% Cl-37
Ñònh luaät tæ leä boäi. (Ñònh luaät Ñalton)
Neáu hai nguyeân toá hoùa hôïp vôùi nhau taïo thaønh moät soá hôïp chaát thì
nhöõng löôïng khoái löôïng cuûa moät nguyeân toá so vôùi cuøng moät löôïng khoái
löôïng cuûa nguyeân toá kia seõ tæ leä vôùi nhau nhö nhöõng soá nguyeân ñôn
giaûn.
 Ví duï:
FeS, FeS2, vôùi cuøng 56 ñôn vò khoái löôïng Fe thì tæ leä S: Fe laàn löôït laø 32:56; 64:56. Do ñoù
tæ leä S laø 32:64 = 1:2
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 vôùi 14 ñôn vò khoái löôïng N thì tæ leä O:N laàn löôït laø :
(8/14):(16/14):(24/14):(32/14):(40/14)
 8:16:32:40 1:2:3:4:5
Chuyeån ñoåi nhieät ñoä
C = 5/9 * (F - 32)
F = (9/5)*C + 32
K = C + 273.15
Ñöông löôïng vaø ñònh luaät ñöông löôïng
Ñöông löôïng: Ñ (E)
Ñöông löôïng cuûa moät nguyeân toá hay moät hôïp chaát laø soá phaàn
khoái löôïng cuûa nguyeân toá hay hôïp chaát ñoù keát hôïp hoaëc thay
theá vöøa ñuû vôùi moät ñöông löôïng cuûa moät nguyeân toá hay hôïp
chaát khaùc.
Caùch tính ñöông löôïng:
ÑA = M/n
Ví dụ nếu A là 1 nguyên tố
M
: khoái löôïng nguyeân töû
n
: số hoùa trò
Ví duï:
Trong
CO:
ÑC=12/2=6
CO2 : ÑC=12/4=3
A laø acid
M
n
: Phaân töû löôïng cuûa axit
: Soá H+ tham gia phaûn öùng
Ví dụ:
H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O
ĐA = 98/1=98
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
ĐA = 98/2=49
A laø bazô:
M : Phaân töû löôïng cuûa bazô
n
: Soá OH- tham gia phaûn öùng
Ví dụ:
Ca(OH)2 + HCl  Ca(OH)Cl + H2O
ĐA = M[Ca(OH)2]/1
Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O
ĐA = M[Ca(OH)2]/2
A laø muoái
M
n
: Phaân töû löôïng cuûa muoái
:Soá ñieän tích cuûa ion (anion hoaëc cation) ñaõ thay theá
Ví dụ:
Al2(SO4)3
ĐA = M[Al2(SO4)3]/(2x3) theo Al+3
ĐA = M[Al2(SO4)3]/(3x2) theo (SO4)-2
Trong phản ứng cụ thể
Fe2(SO4)3 + 2NH4OH = 2Fe(OH)SO4 + (NH4)2SO4
Đ[NH4OH] = M[NH4OH] (vì chỉ có 1 nhóm OH-)
Đ[Fe2(SO4)3]
=
Đ[Fe2(SO4)3]/(1[SO4-2]x2)
(vì
2Fe.2(SO4).(SO4) có 1 nhóm SO4-2 đã bị thay thế)
trong
A laø chaát oxi hoùa-khöû
M : khoái löôïng phaân töû chaát
n : soá e trao ñoåi trong phaûn öùng
Ví dụ:
8Al+3KNO3+5KOH+2H2O=3NH3+8KAlO2
Al0 - 3e  Al+3
N+5 - 8e N-3
Đ[Al] = 27/3 (Số e trao đổi từ Al0Al+3=3e)
Đ[KOH] = M[KOH]
Đ[KNO3] = M[KNO3]/8
(N+5N-3 trao đổi 8e)
Ñöông löôïng gam (đlg)
Ñöông löôïng gam cuûa moät chaát laø löôïng tính baèng g cuûa chaát ñoù coù soá
ño baèng ñöông löôïng cuûa noù.
 Ví dụ:
Đương lượng của H2SO4 là 49 hay 98 thì 1 đlg là 49g
hay 98g.
 Ñònh luaät ñöông löôïng
Trong moät phaûn öùng hoùa hoïc soá ñöông löôïng cuûa caùc chaát tham gia
phaûn öùng phaûi baèng nhau.
Trong caùc phaûn öùng hoùa hoc moät ñöông löôïng cuûa chaát naøy chæ keát
hôïp hoaëc thay theá moät ñöông löôïng cuûa chaát khaùc maø thoâi.
 Phản ứng:
aA + bB = cD + dD
Số đlg của chất i = mi/Đi
Từ đó định luật viết thành:
mA/ĐA = mB/ĐB hay mA/mB = ĐA/ĐB
Và:
NAVA = NBVB = NCVC…
Trong đó Ni là nồng độ đương lượng của chất i.
Noàng ñoä ñöông löôïng:
 Laø soá ñöông löôïng gam chaát tan treân moät lít dung dòch.
 Kyù hieäu N hay CN.
 Tương quan giữa nồng độ mol và nồng độ đương lượng
CNA = nCA (n: Số đương lượng, CA: nồng độ mol)
 Ví dụ: Cho phản ứng
H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O
Tìm khối lượng NH4OH cần thiết để phản ứng vừa đủ với 2 lít
dd H2SO4 0.5N.
Ta có n của H2SO4 là 2 và đương lượng là 49, nên CA=NA/2 =
0.25M. Khối lượng axit là 2x0.25x98=49g
 m[NH4OH]=m[H2SO4]x(Đ[NH4OH]/Đ[H2SO4])
Phöông trình traïng thaùi khí lyù töôûng
pV = nRT
 p: aùp suaát (atm,mmHg)
 V: theå tích (ml, lít)
 T: nhieät ñoä Kenvin
 n: soá mol
 R: Haèng soá khí



R = 0.082 (l.atm/mol.K)
R = 62400 (ml.mmHg/mol.K)
R = 1.987 (cal/mol.K)
Ñònh luaät Avogadro
 Moät mol khí baát kyø ôû ñieàu kieän tieâu chuaån 00C, 760mmHg) phaûi
chöùa moät soá phaân töû laø 6.023x1023. N = 6.023x1023 laø soá Avogadro.
 Töø ñoù tính ñöôïc khoái löôïng chính xaùc cuûa nguyeân töû vaø phaân töû.
CHƯƠNG 1:
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
HỆ THỐNG TUẦN HÒAN
NỘI DUNG CHƯƠNG 1
Chương 1
Cấu tạo nguyên tử
Bảng tuần hoàn
các nguyên tố hóa học
Thành phần của nguyên tử
Cấu tạo
nguyên tử
Một số tiên đề của cơ học lượng tử
Các số lượng tử đặc trưng cho
trạng thái của electron trong nguyên tử
Sự phân bố electron trong nguyên tử
Thành phần của nguyên tử
1. Cấu tạo nguyên tử:
Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm:
+ Hạt nhân
+ Các electron quay xung quanh
Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.
EL ECT RON
10-8cm = 1A 0
NHAÂ
N
VOÛ
Vì nguyên tử trung hòa về điện nên
Khối lượng electron =
điện tích dương hạt nhân nguyên tử
9,109.10-28gam
bằng với số electron quay quanh hạt
Điện tích electron
nhân. Số điện tích của nguyên tử bằng
=1,6.10-19coulumb (Điện
số thứ tự của nguyên tố trong hệ
thống tuần hòan
tích nhỏ nhất, được chọn
làm đơn vị điện tích = -1)
Thành phần của nguyên tử
2. Hạt nhân nguyên tử
Hạt nhân nguyên tử được tạo thành từ 2 lọai
hạt cơ bản:
 Hạt proton (p) có khối lượng 1,00728 đvc
và mang điện tích dương ( +1)
 Hạt nơtron (n) có khối lượng 1.00867 đvc
và trung hòa về điện
Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron
(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng
nguyên tử)
A
35
X
Ký hiệu nguyên tử : Z
Ví dụ: Clo( 17 Cl )
Một số tiên đề của cơ học lượng tử
1. Quang phổ nguyên tử
Việc nghiên cứu cấu trúc electron nguyên tử được tiến
hành dựa trên việc nghiên cứu quang phổ các nguyên
tố hóa học
a. Tính chất sóng của hạt
Trong thiên nhiên có nhiều loại sóng khác nhau. Ví dụ
như: sóng âm thanh, sóng ánh sáng, sóng nước…
Chuyển động sóng được đặc trưng bởi các thông số
sau
Chuyển động sóng của ánh sáng
Sơ đồ nguyên tắc họat động của máy quang phổ
Phương trình năng lượng v: tần số bức xạ
-27erg.s
E = h*v _
h:
Hằng
số
Plank
(
h
=
6,626.10
 1
1
1 
v   R 2  2 
= 6,626.10-34J.s)

 no n 
Quang phổ vạch phát xạ nguyên tử
H2
He
Ne
3. CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
a.
Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898)
b.
Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)
c.
Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)
d.
Mẫu nguyên tử của Sommerfeld
Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson
Nguyên tử gồm những điện tích
dương phân bố đồng đều trong
toàn bộ thể tích nguyên tử và
những electron chyển động giữa
các điện tích dương đó
Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford
Nguyên tử gồm hạt
nhân mang điện tích
dương tập trung
phần lớn khối lượng
nguyên tử và các
electron mang điện
tích âm quay xung
quanh hạt nhân
Ba tiên đề của Borh
 mvr = nh/2
 Khi quay trên quỹ đạo
bền electron không bức
xạ (không mất năng
lượng).
 Năng lượng chỉ được
phát ra hay hấp thụ khi
electron chuyển từ quỹ
đạo bền này sang quỹ
đạo bền khác.
E = | Et - Ec | = h
Ưu điểm của thuyết Borh
Áp dụng đúng cho hệ nguyên tử có 1electron
Tính bán kính quỹ đạo,năng lượng, tốc độ của electron
trên quỹ đạo bền.
Xác minh tính lượng tử hóa năng lượng của electron
En = –13,6Z2 /n2 [eV]
2 me 2  1
1 


E  h  h  
Z

2
2
n


h2
n
c 
 t
c
Giải thích được
quang phổ vạch của
nguyên tử .
 1
1 
v   R 2  2 

 no n 
_
1
2
4
Nhược điểm của thuyết Borh
•
•
•
•
Không giải thích được độ bội của quang phổ.
Tính toán lại sử dụng đl cơ học cổ điển.
Xem electron chuyển động trên mặt phẳng.
Không xác định được vị trí của electron khi di chuyển từ quỹ
đạo này sang quỹ đạo khác.
• Không giải thích được sự lượng tử hóa năng lượng.
• Áp dụng cho ng tử phức tạp chỉ cho kết quả định tính.
4. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử
a.
Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô
b.
Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám
mây điện tử
c.
Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử
a. Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô
 Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính
chất sóng
Bản chất hạt: m, r và v xác định.
Bản chất sóng: .
Hệ thức L. de Broglie:
h

mv
b. Nguyên lý bất định Heisenberg
và khái niệm đám mây điện tử
Nguyên lý bất định Heisenberg
 Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ
của hạt vi mô.

h
x.v  
m 2m
Ví dụ: đối với electron v = 108  108 cm/s
0
h
6.6251027
8
x 

 1.1610 cm  1.16 A
 28
8
2mv 2  3.14 9.110 10
 Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của
electron chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó
trong không gian.
Khái niệm đám mây electron
 Không thể dùng khái niệm quỹ đạo
 CHLT: khi chuyển động xung quanh hạt nhân, e đã tạo ra
một vùng không gian mà nó có thể có mặt ở thời điểm
bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau.
 Vùng không gian = đám mây e: mật độ của đám mây 
xác suất có mặt của e.
 CHLTQuy ước: đám mây e là vùng không gian gần hạt
nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của e.
Hình dạng đám mây - bề mặt giới hạn vùng không gian
đó.
c. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử
      8 m





E

V


0
2
2
2
2
x
y
z
h
2
2
2
2
 E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô
 V - thế năng, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z
  - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự
chuyển động của hạt vi mô ở điểm x, y, z.
 2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại
điểm x, y, z.
 2dV – xác suất có mặt của hạt vi mô trong
thể tích dV có tâm xyz
Phương trình sóng Schrödinger mô tả sự
chuyển động của hạt vi mô trong trường thế
năng đối với trường hợp của hệ không thay
đổi theo thời gian. Phương trình sóng
Schrödinger đã thể hiện được cả 2 luận điểm
của cơ học lượng tử về sự chuyển động của
hạt vi mô
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
2
2
me4
Z
Z
E   2 2 2 Z 2  2,18.1018 2 J  13.6 2 eV
8 0 n h
n
n
a0 n  1  l l  1 
r
1  1 

2

Z  2
n 
2
 Giá
trị: n = 1, 2, 3, …, 
 Các mức năng lượng
n
1
2
3
… +
Mức năng lượng
E1
E2
E3
…
E
• Emin - mức cơ bản
• E>min - mức kích thích
 Quang phổ nguyên tử
• Quang phổ của các ngtử là quang phổ vạch.
• Quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng
Lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n
n
1
2
3
4
5
6
7
Lớp e
K
L
M
N
O
P
Q
Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây e
Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1) (1) n có (n) l
Xác định:
• E của đám mây trong nguyên tử nhiều e: l  E
• Hình dạng đám mây electron
Phân lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n và l
l
0
1
2
3
Phân lớp e
s
p
d
f
→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
Số lượng tử từ ml và các AO
 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). Ký
hiệu:
Số lượng tử spin ms
Xác định: trạng thái chuyển động riêng của e –
sự tự quay quanh trục của e.
 Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và
nghịch kim đồng hồ.
 Mỗi tổ hợp n, l, ml ms tương ứng 1e.

n
l
ml
Lớp e
Phân lớp e
AO
e
ms
III. Nguyên tử nhiều e
1. Trạng thái năng lượng của e trong nguyên tử
nhiều e.
2. Các qui luật phân bố e vào nguyên tử nhiều e.
3. Công thức electron nguyên tử.
Ví dụ: N
1s22s22p3
1. Trạng thái năng lượng của e trong
nguyên tử nhiều e
 Giống e trong nguyên tử 1e:
 Được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml ms
 Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hg của các AO
 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 – e
+ 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
Hiệu ứng xâm nhập
 ngược lại với hiệu ứng chắn: Khả năng xâm nhập
giảm khi n và l tăng
→ Thứ tự năng lượng của các phân lớp trong ngtử
nhiều e:
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 ngoại trừ Pauli
b.
Nguyên lý vững bền

Quy tắc Hund

Quy tắc Klechcowski
a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
Trong 1 ngtử không thể có 2e có cùng 4 số lượng tử.
 Một AO chứa tối đa 2e có spin ngược dấu.
Ví dụ: phân mức s có 1 AO, có tối đa 2 e
phân mức p có 3 AO, có tối đa 6 e
phân mức d có 5 AO, có tối đa 10 e
phân mức f có 7 AO, có tối đa 14 e
b. Nguyên lý vững bền
Trong nguyên tử , các e chiếm lần lượt các AO có năng
lượng từ thấp đến cao.
Thứ bậc thang năng lượng, ta dùng sơ đồ
7s
7p
7d
7f
6s
6p
6d
6f
5s
5p
5d
5f
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
1s
Dựa vào nguyên lý ngăn cấm và nguyên lý vững bền,
người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên tố
bằng cấu hình e.
Để có cấu hình e của một nguyên tố, trước hết ta điền
dần các e vào bậc thang năng lượng của các AO. Sau
đó sắp xếp lại theo từng lớp AO.
He ( z=2)
1s2
Li ( z= 3)
1s2
2s1
Cl (z=17)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Sc (z= 21) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d1
4s2
Qui tắc Hun ( cấu hình e dạng ô lượng tử)
Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên,
người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô
lượng tử. Các AO của cùng một phân mức được biểu diễn
bằng những ô vuông bằng nhau.
Vì dụ: 1s
2s
2p
3d
Trong mỗi ô lượng tử, chỉ có thể có 2 e có spin ngược nhau,
được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau
Qui tắc Hun: trong một phân mức các e có xu hướng phân
bố đều vào các ô lượng tử sao cho số e độc thân là lớn nhất
Ví dụ: N ( z=7)
1s
2s
2p
IV Hệ thống tuần hòan các nguyên tố
1. Nguyên tắc sắp xếp và cấu trúc của HTTH:
 Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng
dần của điện tích hạt nhân. Số điện tích hạt nhân
trùng với số thứ tự nguyên tố.
 Các nguyên tố có tính chất hóa học giống nhau
xếp vào cùng một cột,gọi là một nhóm. Trong bảng
tuần hoàn có 8 nhóm chính từ IA đến VIIIA thuộc
nguyên tố họ s hoặc p và 8 nhóm phụ từ IB đến
VIIIB thuộc họ d hoặc f
 Mỗi hàng được gọi là một chu kỳ. Mỗi chu kỳ
được bắt đầu bằng một kim loại kiềm( trừ chu kỳ
đầu bắt đầu bằng H) và được kết thúc bằng một khí
trơ.Trong bảng tuần hoàn có 7 chu kỳ: chu kỳ 1,2,3
là các chu kỳ ngắn còn 4,5,6,7 là các chu kỳ dài
a. Các nguyên tố họ s
(ns1,2):
ns1 – kim loại kiềm
ns2 – kim loại kiềm thổ
b. Các nguyên tố họ p (ns2np1-6) :
ns1np1 ns1np2 ns1np3 ns1np4
B - Al
C - Si
N-P
ns1np5
ns1np6
O - S Halogen Khí trơ
c. Các nguyên tố họ d (n-1)d1-10ns1,2 : KL chuyển tiếp
d. Các nguyên tố họ f (n-2)f1-14(n-1)d0,1ns2 :
các nguyên tố đất hiếm
4f1 – 14 : lantanoit
5f1 – 14 : actinoit
Nếu biết số thứ tự của một nguyên tố, người ta có thể
biết được cấu hình e của nó. Từ đó suy ra được vị trí
của nguyên tố trong HTTH
Ví dụ: số thứ tự của các nguyên tố lần lượt là Z = 9, 11, 18, 25,
34, ta có cấu hình e như sau:
Z = 9 1s2 2s2 2p5
chu kỳ 2, nhóm VIIA
Z = 11 1s2 2s2 2p6 3s1
3,
IA
Z = 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3,
VIIA
Z = 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
4,
VIIB
Z = 34 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4
4,
VIA
2. Cấu trúc của e nguyên tử và sự thay đổi
tính chất của các nguyên tố
a.
Bán kính nguyên tử và ion
b.
Năng lượng ion hóa I
c.
Ái lực electron F
d.
Độ âm điện 
e.
Số oxy hóa
Trong cùng một phân nhóm

Cấu trúc e tương tự  tính chất hóa học tương tự.

Từ trên xuống: số lớp electron tăng → lực hút của
hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:

tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
Trong một chu kỳ:

số lớp e không thay đổi,

tổng số e lớp ngoài cùng tăng  lực hút của
hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:

tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

tính khử giảm, tính oxi hóa tăng
a. Bán kính nguyên tử và ion
Quy ước về bán kính
 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
 bán kính hiệu dụng r phụ thuộc vào:
bản chất nguyên tử
đặc trưng liên kết
trạng thái tập hợp
Bán kính nguyên tử
 Trong một chu kỳ: r do Z
Trong chu kỳ nhỏ: r giảm rõ rệt
Trong chu kỳ lớn: e điền vào (n - 1)d  hiệu ứng chắn
 r giảm chậm và đều đặn hơn
Trong một phân nhóm chính:
số lớp e  hiệu ứng chắn r
Trong một phân nhóm phụ: r nhưng không đều
Từ dãy 1 xuống dãy 2: r do tăng thêm một lớp e
Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện
tượng co lantanit
Bán kính ion
Đối với cation của cùng một ngtố: khi n↑ thì rn+↓
r(Fe2+) > r(Fe3+)
Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion
giống nhau: khi Z ngtử ↑thì r ↑
r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)<r(Fr+)
r  khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 
lực hút đối với 1e 
Z
e
→
Đối với các ion của cùng một ngtố:
Đối với cation của cùng một ngtố:
↓ khi n↑
Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống
nhau: r ↑ khi Z ngtử ↑
Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑
b. Năng lượng ion hóa I
 Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một
e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích.
X(k) + I = X+(k) + e
e-
+
I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại
và tính khử càng mạnh.
Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hn – e ↑ → I ↑
Trong một PNC: số lớp e ↑ hiệu ứng chắn↑ → I↓.
Trong PNP: I ↑
PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns2
không thay đổi. Do đó:
Z ↑↑  lực hút hạt nhân – e (ns2) ↑↑ → I ↑
Tính đối xứng của các AO (n – 1)d ≠ AO ns  tăng hiệu ứng
xâm nhập của các e (ns) → I ↑
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong chu kỳ
Năng lượng ion hóa
trong phân nhóm chính
giảm theo chiều z tăng
IA
I1(eV)
3Li
5,39
11Na
5,14
19K
4,34
37Rb
4,18
55Cs
3,89
87Fr
3,98
Năng lượng ion hóa
trong phân nhóm phụ
tăng theo chiều Z tăng
IVB
I1(eV)
22Ti
6,82
40Zr
6,84
72Hf
7,0
c. Ái lực electron F
 Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một
e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k),
F = 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.

FX   I X 
d. Độ âm điện 
Đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo
liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác.
Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, 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.
Mối liên hệ giữa độ âm điện
và các loại liên kết
Độ khác biệt về độ âm
điện
0
Loại liên kết
Trung bình
Cộng hoá trị có
tính ion
Ion có tính cộng
hoá trị
Ion
Trung bình lớn
Lớn
Cộng hóa trị
e. Số oxy hóa
Hóa trị - số liên kết hóa học mà một ngtử tạo nên trong phân
tử.
Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của ngtố trong hợp
chất được tính với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ
các ion
Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự
của nhóm (trừ Cu ở nhóm IB)
Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm
Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các
nguyên tố:
Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev
Các mức oxi hóa có cấu hình ns2np6 hay ns2 thường bền
hơn rõ rệt
Trong một chu kỳ độ bền của số OXH (+) max ↓
Tuần hoàn thứ cấp.
Trong một PNP độ bền của các số OXH cao ↑