Tài liệu Sách hướng dẫn học tập: Hóa học đại cương pdf

Bài 1: Mt s khái nim và đnh lut c bn ca Hóa hc

3
9. Hóa tr
Hóa tr ca mt nguyên t là s liên kt hóa hc mà mt nguyên t ca nguyên t đó
to ra vi các nguyên t khác trong phân t. Mi liên kt đc biu th bng mt gch ni
hai nguyên t. Hóa tr đc biu th bng ch s La Mã.
Nu qui c hóa tr ca hidro trong các hp cht bng (I) thì hóa tr ca oxi trong H
2
O
bng (II), ca nit trong NH
3
bng (III) Da vào hóa tr (I) ca hidro và hóa tr (II) ca oxi có
th bit đc hóa tr ca nhiu nguyên t khác.
Ví d:
Ag, các kim loi kim (hóa tr I); Zn, các kim loi kim th (II)
Al (III), các khí tr (hóa tr 0)
Fe (II, III); Cu (I, II); S (II, IV, VI)
10. S oxi-hóa
S oxi-hóa đc qui c là đin tích ca nguyên t trong phân t khi gi đnh rng cp
electron dùng đ liên kt vi nguyên t khác trong phân t chuyn hn v nguyên t có đ
đin âm ln hn.
 tính s oxi-hóa ca mt nguyên t, cn lu ý:
• S oxi-hóa có th là s dng, âm, bng 0 hay là s l;
• S oxi-hóa ca nguyên t trong đn cht bng 0;
• Mt s nguyên t có s oxi-hóa không đi và bng đin tích ion ca nó
- H, các kim loi kim có s oxi-hóa +1 (trong NaH, H có s oxi-hóa -1)
- Mg và các kim loi kim th có s oxi-hóa +2
- Al có s oxi-hóa +3; Fe có hai s oxi-hóa +2 và +3
- O có s oxi-hóa -2 (trong H
2
O
2
O có s oxi-hóa -1)
• Tng đi s s oxi-hóa ca các nguyên t trong phân t bng 0.
Ví d:

1
22
7
4
O
5.2
642
4
32
261
42
11
2
00
OH,KMn,OSNa,SONa,SOK,ClNa,Cl,Zn
−+
++−++
−+

4
2
3
2324
2
0
34
2
1
5
2
24
2
OCH),COOHCH(OHC),CHOCH(OHC,OHHC,CO
+−−+

Bài 2: Cu to nguyên t

4
BÀI 2: CU TO NGUYÊN T
• Khái nim nguyên t "atom" (không th phân chia) đã đc các nhà trit hc c Hy
Lp đa ra cách đây hn hai nghìn nm. Tuy nhiên mãi đn th k 19 mi xut hin nhng
gi thuyt v nguyên t và phân t.
• Nm 1861 thuyt nguyên t, phân t chính thc đc tha nhn ti Hi ngh hóa
hc th gii hp  Thy S.
• Ch đn cui th k 19 và đu th k 20 vi nhng thành tu ca vt lí, các thành
phn cu to nên nguyên t ln lt đc phát hin.
1. Thành phn cu to ca nguyên t
V mt vt lí, nguyên t không phi là ht nh nht mà có cu to phc tp, gm ít
nht là ht nhân và các electron. Trong ht nhân nguyên t có hai ht c bn: proton và
ntron.
Ht Khi lng (g) in tích (culong)
electron (e) 9,1 . 10
-28
-1,6 . 10
-19

proton (p) 1,673 . 10
-24
+1,6 . 10
-19

ntron (n) 1,675 . 10
-24
0

- Khi lng ca e ≈ 1/1840 khi lng p.
- in tích ca e là đin tích nh nht và đc ly làm đn v đin tích, ta nói electron
mang đin tích -1, còn proton mang đin tích dng +1.
- Nu trong ht nhân nguyên t ca mt nguyên t nào đó có Z proton thì đin tích ht
nhân là +Z và nguyên t đó phi có Z electron, vì nguyên t trung hòa đin.
- Trong bng tun hoàn, s th t ca các nguyên t chính là s đin tích ht nhân hay
s proton trong ht nhân nguyên t ca nguyên t đó.
2. Nhng mu nguyên t c đin
2.1. Mu Rzfo (Anh) 1911
T thc nghim Rzfo đã đa ra mu nguyên t hành tinh nh sau:
- Nguyên t gm mt ht nhân  gia và các electron quay xung quanh ging nh các
hành tinh quay xung quanh mt tri (hình 1).
- Ht nhân mang đin tích dng, có kích thc rt nh so vi kích thc ca nguyên
t nhng li chim hu nh toàn b khi lng ca nguyên t.
Mu Rzfo cho phép hình dung mt cách đn gin cu to nguyên t. Tuy nhiên
không gii thích đc s tn ti ca nguyên t cng nh hin tng quang ph vch ca
nguyên t.
Bài 2: Cu to nguyên t

5



Hình 1 Hình 2
2.2. Mu Bo (an Mch), 1913
Da theo thuyt lng t ca Plng và nhng đnh lut ca vt lí c đin, Bo đã đa ra
hai đnh đ:
- Trong nguyên t, electron quay trên nhng qu đo tròn xác đnh (hình 2). Bán kính
các qu đo đc tính theo công thc:
r
n
= n
2
. 0,53 . 10
-8
cm = n
2
. 0,53
o
A (1)
n là các s t nhiên 1, 2, 3, , n
Nh vy các qu đo th nht, th hai ln lt có các bán kính nh sau:
r
1
= 1
2
. 0,53
o
A = 0,53
o
A
r
2
= 2
2
. 0,53
o
A = 4. 0,53
o
A = 4r
1

- Trên mi qu đo, electron có mt nng lng xác đnh, đc tính theo công thc:
E
n
= -
2
n
1
13,6 eV (2)
Khi quay trên qu đo, nng lng ca electron đc bo toàn. Nó ch phát hay thu
nng lng khi b chuyn t mt qu đo này sang mt qu đo khác. iu đó gii thích ti
sao li thu đc quang ph vch khi kích thích nguyên t.
Thuyt Bo đã đnh lng đc các qu đo và nng lng ca electron trong nguyên t
đng thi gii thích đc hin tng quang ph vch ca nguyên t hidro là nguyên t đn
gin nht (ch có mt electron), tuy nhiên vn không gii thích đc quang ph ca các
nguyên t phc tp.
iu đó cho thy rng đi vi nhng ht hay h ht vi mô nh electron, nguyên t thì
không th áp dng nhng đnh lut ca c hc c đin. Các h này có nhng đc tính khác
vi h v mô và phi đc nghiên cu bng phng pháp mi, đc gi là c hc lng t.
Bài 2: Cu to nguyên t

6
3. c tính ca ht vi mô hay nhng tin đ ca c hc lng t
3.1. Bn cht sóng ca ht vi mô (electron, nguyên t, phân t )
Nm 1924,  Bri (Pháp) trên c s thuyt sóng - ht ca ánh sáng đã đ ra thuyt
sóng - ht ca vt cht:
Mi ht vt cht chuyn đng đu liên kt vi mt sóng gi là sóng vt cht hay sóng
liên kt, có bc sóng
λ
tính theo h thc:
λ =
m
v
h
(3)
h: hng s Planck
m: khi lng ca ht
v: tc đ chuyn đng ca ht
Nm 1924, ngi ta đã xác đnh đc khi lng ca electron, ngha là tha nhn
electron có bn cht ht.
Nm 1927, Davison và Gecme đã thc nghim cho thy hin tng nhiu x chùm
electron. iu đó chng t bn cht sóng ca electron.
Nh vy: Electron va có bn cht sóng va có bn cht ht.
3.2. Nguyên lí bt đnh (Haixenbec - c), 1927
i vi ht vi mô không th xác đnh chính xác đng thi c tc đ và v trí.
Δx . Δv ≥
m2
h
π
(4)
Δx: đ bt đnh v v trí
Δv: đ bt đnh v tc đ
m: khi lng ht
Theo h thc này thì vic xác đnh v trí càng chính xác bao nhiêu thì xác đnh tc đ
càng kém chính xác by nhiêu.
4. Khái nim c bn v c hc lng t
4.1. Hàm sóng
Trng thái ca mt h v mô s hoàn toàn đc xác đnh nu bit qu đo và tc đ
chuyn đng ca nó. Trong khi đó đi vi nhng h vi mô nh electron, do bn cht sóng -
ht và nguyên lí bt đnh, không th v đc các qu đo chuyn đng ca chúng trong
nguyên t.
Thay cho các qu đo, c hc lng t mô t thì mi trng thái ca electron trong
nguyên t bng mt hàm s gi là hàm sóng, kí hiu là ψ (pxi).
Bình phng ca hàm sóng ψ
2
có ý ngha vt lí rt quan trng:
Bài 2: Cu to nguyên t

7
ψ
2
biu th xác sut có mt ca electron ti mt đim nht đnh trong vùng không gian
quanh ht nhân nguyên t.
Hàm sóng ψ nhn đc khi gii phng trình sóng đi vi nguyên t.
4.2. Obitan nguyên t. Máy electron
Các hàm sóng ψ
1
, ψ
2
, ψ
3
- nghim ca phng trình sóng, đc gi là các obitan
nguyên t (vit tt là AO) và kí hiu ln lt là 1s, 2s, 2p 3d Trong đó các con s dùng
đ ch lp obitan, còn các ch s, p, d dùng đ ch các phân lp. Ví d:
2s ch electron (hay AO) thuc lp 2, phân lp s
2p ch electron (hay AO) thuc lp 2, phân lp p
3d ch electron (hay AO) thuc lp 3, phân lp d
Nh vy:
Obitan nguyên t là nhng hàm sóng mô t trng thái khác nhau ca electron trong
nguyên t.
Nu biu din s ph thuc ca hàm ψ
2
theo khong cách r, ta đc đng cong phân
b xác sut có mt ca electron  trng thái c bn.
Ví d:
Khi biu din hàm s đn gin nht ψ
1
(1s) mô t trng thái c bn ca electron
(trng thái e có nng lng thp nht) trong nguyên t H, ta có hình 3.


Hình 3
Xác sut có mt ca electron  gn ht nhân rt ln và nó gim dn khi càng xa ht
nhân.
Mt cách hình nh, ngi ta có th biu din s phân b xác sut có mt electron trong
nguyên t bng nhng du chm. Mt đ ca các chm s ln  gn ht nhân và tha dn khi
càng xa ht nhân. Khi đó obitan nguyên t ging nh mt đám mây, vì vy gi là mây
electron.  d hình dung, ngi ta thng coi:
Mây electron là vùng không gian chung quanh ht nhân, trong đó tp trung phn ln
xác sut có mt electron (khong 90 - 95% xác sut).
Nh vy, mây electron có th coi là hình nh không gian ca obitan nguyên t.
4.3. Hình dng ca các mây electron
Nu biu din các hàm sóng (các AO) trong không gian, ta đc hình dng ca các
obitan hay các mây electron (hình 4).
Mây s có dng hình cu.
90 - 95%
r
Bài 2: Cu to nguyên t

8
Các mây p có hình s 8 ni hng theo 3 trc ta đ ox, oy, oz đc kí hiu là p
x
, p
y
,
p
z
.
Di đây là hình dng ca mt s AO:

Hình 4

5. Qui lut phân b các electron trong nguyên t
Trong nguyên t nhiu electron, các electron đc phân b vào các AO tuân theo mt
s nguyên lí và qui lut nh sau:
5.1. Nguyên lí ngn cm (Paoli - Thy S)
Theo nguyên lí này, trong mi AO ch có th có ti đa hai electron có chiu t quay
(spin) khác nhau là +1/2 và -1/2.
Ví d:

Phân mc s có 1 AO (s), có ti đa 2 electron
Phân mc p có 3 AO (p
x
, p
y
, p
z
), có ti đa 6 electron
Phân mc d có 5 AO (d
xy
, d
yz
,
222
yxz
d,d
−
, d
zx
) có ti đa 10 electron
Phân mc f có 7 AO, có ti đa 14 electron
5.2. Nguyên lí vng bn. Cu hình electron ca nguyên t
Trong nguyên t, các electron chim ln lt các obitan có nng lng t thp đn
cao.
Bng phng pháp quang ph nghim và tính toán lí thuyt, ngi ta đã xác đnh đc
th t tng dn nng lng ca các AO theo dãy sau đây:
1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p
 nh đc th t bc thang nng lng này, ta dùng s đ sau:





Bài 2: Cu to nguyên t

9

7s 7p 7d 7f
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s

Da vào nguyên lí ngn cm và nguyên lí vng bn, ngi ta có th biu din nguyên
t ca mt nguyên t bng cu hình electron.
 có cu hình electron ca mt nguyên t, trc ht ta đin dn các electron vào bc
thang nng lng ca các AO. Sau đó sp xp li theo tng lp AO. Ví d:
He (z = 2) 1s
2

Li (z = 3) 1s
2
2s
1

Cl (z = 17) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

Sc (z = 21) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
1
4s
2

Chú ý: Có mt s ngoi l
Cu (z = 29) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1

Li (z = 24) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1

Cu hình 3d
10
4s
1
(trng thái vi bão hòa) bn hn cu hình 3d
9
4s
2

Cu hình 3d
5
4s
1
(trng thái vi na bão hòa) bn hn cu hình 3d
4
4s
2

5.3. Qui tc Hun (Hun - c). Cu hình electron dng ô lng t
Ngoài cách biu din các AO di dng công thc nh trên, ngi ta còn biu din
mi AO bng mt ô vuông gi là ô lng t. Các AO ca cùng mt phân mc đc biu
din bng nhng ô vuông lin nhau. Ví d:

1s 2s 2p 3d


Trong mi ô lng t (mi AO) ch có th có 2 electron có spin ngc nhau đc biu
din bng 2 mi tên ngc nhau ↓↑.
Trên c s thc nghim, Hun đã đa ra mt qui tc phân b các electron vào các ô
lng t nh sau:
Bài 2: Cu to nguyên t

10
Trong mt phân mc, các electron có xu hng phân b đu vào các ô lng t sao
cho s electron đc thân là ln nht.
Ví d:

N (z = 7) 1s
2
2s
2
2p
3


↓↑

↓↑

↑ ↑ ↑


Thông thng ch cn vit cu hình electron đi vi các phân mc  lp ngoài cùng và
phân mc d hoc f  lp sát ngoài cùng mà cha bão hòa.
Cn lu ý rng cu hình nói trên là đi vi các nguyên t  trng thái c bn. Khi b
kích thích electron có th nhy lên nhng phân mc cao hn trong cùng mt mc.
C (z = 6) 2s 2p

↓↑

↑ ↑
trng thái c bn

C*
↑

↑ ↑ ↑
trng thái kích thích

Nh vy  trng thái c bn C có hai electron đc thân, còn  trng thái kích thích nó
có bn electron đc thân. Chính các electron đc thân này là các electron hóa tr.
6. H thng tun hoàn các nguyên t hóa hc
Nguyên tc sp xp và cu trúc ca HTTH
- Các nguyên t đc sp xp theo th t tng dn ca đin tích ht nhân. S đin tích
ht nhân trùng vi s th t ca nguyên t.
- Các nguyên t có tính cht hóa hc ging nhau xp vào mt ct, gi là mt nhóm.
Trong bng tun hoàn có 8 nhóm chính t IA đn VIIIA và 8 nhóm ph t IB đn VIIIB.
- Mi hàng (bng dài) đc gi là mt chu kì. Mi chu kì đc bt đu bng mt kim
loi kim, (tr chu kì đu, bt đu bng hidro) và đc kt thúc bng mt khí tr. Trong
bng tun hoàn có 7 chu kì: chu kì 1, 2, 3 là chu kì ngn; 4, 5, 6, 7 là các chu kì dài.
Bài 2: Cu to nguyên t

11
Cu hình electron lp ngoài cùng ca các nguyên t nhóm A (nhóm chính) nguyên t s
và p
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
H
1s
1

He
1s
2

Li
2s
1

Be
2s
2

B
2s
2
2p
1

C
2s
2
2p
2

N
2s
2
2p
3

O
2s
2
2p
4

F
2s
2
2p
5

Ne
2s
2
2p
6

Na
3s
1

Mg
3s
2

Al
3s
2
3p
1

Si
3s
2
3p
2

P
3s
2
3p
3

S
3s
2
3p
4

Cl
3s
2
3p
5

Ar
3s
2
3p
6

K
4s
1

Ca
4s
2

Ga
4s
2
4p
1

Ge
4s
2
4p
2

As
4s
2
4p
3

Se
4s
2
4p
4

Br
4s
2
4p
5

Kr
4s
2
4p
6

Rb
5s
1

Sr
5s
2

In
5s
2
5p
1

Sn
5s
2
5p
2

Sb
5s
2
5p
3

Te
5s
2
5p
4

I
5s
2
5p
5

Xe
5s
2
5p
6

Cs
6s
1

Ba
6s
2

Tl
6s
2
6p
1

Pb
6s
2
6p
2

Bi
6s
2
6p
3

Po
6s
2
6p
4

At
6s
2
6p
5

Rn
6s
2
6p
6

Fr
7s
1

Ra
7s
2




Nhn xét: Tng s electron thuc lp ngoài cùng (s + p) bng ch s nhóm. S lp
electron bng ch s chu kì.

Cu hình electron lp ngoài và sát ngoài ca các nguyên t
nhóm B (nhóm ph) hay nguyên t d
IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Cu
3d
10
4s
1

Z
3d
10
4s
2

Sc
3d
1
4s
2

Ti
3d
2
4s
2

V
3d
3
4s
2

Cr
3d
5
4s
1

Mn
3d
5
4s
2

Fe
3d
6
4s
2

Co
3d
7
4s
2

Ni
3d
8
4s
2

Ag
4d
10
5s
1

Cd
4d
10
5s
2

Y
4d
1
5s
2

Zr
4d
2
5s
2

Nb
4d
4
5s
1

Mo
4d
5
5s
1

Tc
4d
6
5s
1

Ru
4d
7
5s
1

Rh
4d
8
5s
1

Pd
4d
10

Au
5d
10
6s
1

Hg
5d
10
6s
2

La
5d
1
6s
2
Ac
6d
1
7s
2

Hf
5d
2
6s
2

Ta
5d
3
6s
2

W
5d
4
6s
2

Re
5d
5
6s
2

Os
5d
6
6s
2

Ir
5d
7
6s
2

Pt
5d
9
6s
1

Nhn xét: Tng s e ca phân lp (n -1)d và ns (nu <8) là ch s ca nhóm.


12
H THNG TUN HOÀN CÁC NGUYÊN T HÓA HC
VIIA VIIIA CK
IA IIA

IIIA IVA VA VIA
1
H
2
He
1
3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2
11
Na
12
Mg
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
3
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Ke
4
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
5
55
Cs
56
Ba
57
La
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tr
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
6
87
Fr
88
Ra
89
Ac
104
Ku
105



58
Ce
59
Pr
60
Nr
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu

98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk

Xem chi tiết: Tài liệu Sách hướng dẫn học tập: Hóa học đại cương pdf