LÊ M ẬU Q U Y Ề N

HOÁ HOC
ĐẠI CÚÒNG
DÙNG CHO SINH VIÊN CÁC TRƯỜNG CAO ĐANG


LÊ MẬU QUYỂN

*

HOA HỌC ĐẠI CIÍVNG
■

■

Dùng cho sinh viên các trường Cao Đẩng
(Tái bàn lấn thứ hai)

NHÀ XUÂT BẢN GIÁO DỤC

This is trial version
WWW.adultpdf.com


Bản quyển thuộc HEVOBCO - Nhà xuất bản Giáo dục.

11 -

211|/GĐ



1,673.1(f27 kg

1,007 u*

+1 ,6 0 2 . 10 ~19 c

Nơtron

n

1.675.10"27 kg

1,008 u

0

Electron

e

9.1 0 9 .1 0 31 kg

5,48.1Cf4 u

- 1.602. 10-19 c

Khối lượng nghỉ

Điện tích

n '2

Ở đây :
ơ - số sóng, nó lièn hệ với bước sóng X và tần số V bằng hộ thức :
1

V

X c
c - tốc độ ánh sáng trong chân không, c = 3.108m.s 1 ;
Rh - hằng số Rydberg, RH = 109 677,6 cm 1 (1 cm ' = 11,962 J.mol 1);
n và n' - những số nguyên dương, n' > n.
Khi n = 1 và n’ = 2, 3,4,... ta có dãy Lymann. Các vạch phổ của đãy này nằm
trong vùng tử ngoại xa. Ví dụ, n = 2 thì ơ = 82258 cm , do đó X = 121,5 nm.
Khi n = 2, các vạch phổ ứng với clãỵ Baỉmer nằm trong vùng nhìn
thấy (hình 1 . 1 ) và nhiều vạch ò miền tử ngoại gán.

400410 434

485 500

600

656

700

X{nm)

Hình 1.1. Phổ phát xạ của nguyên tử hiđro trong vùng nhìn thấy


5


Đơn vị nãng lượng trong hộ S.I là jun không thuận tiện vối các biểu
thức (1.4) và (1.5). Theo hộ đơn vị quốc tế S.I thì :
E = -

me

1
.-V = - 2 , 18.10~18.-V J

(1.7)

Nếu lấy đơn vị là electron - von (1 eV = 1,602.10 ~l9iJ) thì
(1 .8 )

E„ = - 1 3 , 6 - U v
Từ đó :
13,6

(1.9)

Vn
Thuyết Bohr áp dụng được
cho cả các ion một electron (phần
tử giống hiđro) như He+, Li2+,
khi đó :
^2

lượng m và tốc độ V của hạt bằng hệ thức de Brốglie ;
^ = - mv
7-

( 1 *1 1 )

Trong đó : k : mô tả tính chất sóng
m : mô tả tính chất hạt.
ít năm sau, bằng thí nghiệm Davisson và Germer chứng minh rằng
chùm electron bị nhiẻu xạ bởi tinh thể hoàn toàn giống như chùm tia
rơnghen. Bước sóng tìm thấy của electron ứng đúng vói hê thức de Brồglie.
Một trong những hệ quả của lưỡng tính sóng - hạt là nguyên lí bất
định được phát biểu bởi Heisenberg :
Không thể xác định dồng thời chính xác cả vị trí và tốc độ của vi hạt.
Chẳng hạn, một hạt chuyển dộng theo phương X với độ bất định về tọa
độ là Ax và độ bất định về tốc độ là Avx thì hê thức bất định có dạng :

Cũng gặp hộ thức

Ax. Avx > ~
m

(1.12)

Ax. Avx = —

(1.13)

Trong đó : h - hằng số Planck rút gon, h = -^3
271

tử hiđro là hình cáu bán kính là
0,0529 nm (hình 1.3).

1.3. Mây electron
của nguyên tử hiđro

Hĩnh

Như vậy trong cơ học lượng tử không còn khái niệm quỹ đạo mà thay
bằng obitan. Một obitan nguyên tử là một hàm \ịf của electron trong
nguyên tử.
Để tìm hàm lị/, Schrodinger đã đưa ra phương trình gọi là phương
trình Schròdinger ở trạng thái dừng (hàm Vị/ không phụ thuộc vào thời
gian t) đối với electron khối lượng m, chuyén động trong trường thế năng
V như sau :

Ở đây :

h - hằng số Planck rút gọn :
a2
Zs2r
a2
A - toán từ Laplace* A = —- + ——+
- ;
ôx2 dy2
0Z2
E - năng lượng toànphần của electron.

8


4
...
Kí hiệu lớp electron: K
L
M
N
...
Giá trị của n càng lớn, lớp electron càngxa hạt nhân.
Đối với nguyên tử hiđro hay ion một electron, n đặc trưng cho mức
năng lượng E của electron trong nguyên tử hay ion và được tính bằng
công thức (1.10) giống như công thức của Bohr.
Đối với nguyên tử nhiều electron, ngoài sự tương tác của electron với
hạt nhân, còn sự tương tác giữa các electron với nhau, nên năng lượng của
electron phụ thuộc vào hai số lượng tử, đó là số lượng tử chính n và số
lượng tử phụ 1. Vì vậy trong trường hợp này giá ưị của n chỉ đặc trưng
cho mức nâng lượng trung bình của các electron trong một lớp.

This is trial version
www.adultpdf.com

9


1.4.2. SỐ lượng tử phụ I
Mỗi lớp electron từ n = 2 trở lẻn lại gồm nhiều phân lớp. Mỗi phân
lớp electron đặc trứng bằng một giá trị của số lượng tử phụ 1 . Sô phân lớp
của mỗi lớp bằng đúng giá trị của n chỉ lớp đó.
SỐ lượng tử phụ 1 nhận các giá trị nguyên dương từ 0 đến (n - 1):
1
:

tăng theo thứ tự ns - np - nd - nf.
• ) xác định giá trị momen động lưcmg obitan của electron. Chính
hình dạng của các obitan trong nguyên tử được rút ra từ ý nghĩa vật lí này
của số lượng tử phụ 1 (xem hình 1.4).
1.4.3. Số lượng tử từ m
Momen động lượng ỡbitan của electron là vectơ M, giá trị của nó
được xác định bằng giá trị của số lượng tử phụ 1 , còn chiều của vectơ M
được xác định bằng các giá trị của số lượng từ từ m. Chính từ ý nghĩa này
của số lượng tử từ m mà sự định hướng của các obỉtan nguyên tử không
thể tùy ý, nghĩa là phải theo hướng xác định (hình 1.4).
Úng với một giá trị của 1 có 21 + 1 giá trị của m bắt đầu từ - 1 đến + 1 .
Đó là các giá trị nguyên kể cả số 0. Ví dụ :
Khi 1 = 0 chỉ có một giá trị của m = 0-

10

This is trial version
WWW.adultpdf.com


Khi I = 1 có ba giá trị của m là - 1, 0 và + 1
Khi 1 = 2 có năm giá trị của m là - 2 , - 1 , 0, +1 và +2
Khi 1 = 3 có bảy giá trị của m là -3 , -2 , -1 , 0, +1, +2 và +3
1.4.4. Số tượng tủ từ spin nts
Các dữ kiên thực nghiộm và sự nghiên cứu lí thuyết cho. thấy electron
còn có momen động lượng nội tại (momen spin). Ưhlenbeck và Goudsmit
giải thích sự tồn tại của momen spin bắng sự chuyển động tự quay của
electron xung quanh trục riêng của nó, tương tự như quả đất tự quay
xung quanh trục của mình. Mặc dù sự giải thích này khống được khoa
học hiện đại chấp nhận, nhưng sự tồn tạí của momen spin là một thực tế

l' m = - 1 , ta có obitan 2 py
•ị m = 0 , ta có obitan

2 pz

, m = 1 , ta có obitan

2px

n

Ba obitan 2p cùng năng ltrợng nên được viết dưới dạng ba ô lượng tử
liền nhau.

This is trial version
WWW.adultpdf.com

11


r 1 =0

m = 0, ta CÓ obitan

3s :

1=1

m =- 1, ta CÓ obitan
m = 0, ta CÓ obitan

rất quan trọng. Như đã nói ở trẽn số lượng tử phụ xác định hình dạng các
obitan, còn số lượng tử từ m xác định hướng của các obitan xung quanh
hạt nhân nguyên tử. Các obitan s ứng với 1 = 0 và m = 0 có dạng hình cầu,
tâm là hạt nhân nguyên tử. Các obitan p ứng với 1 = 1 gồm hai hlnh cầu
tiếp xúc với nhau ở hạt nhân nguyên tử. Ba giá trị m = -1 , 0 và +1 ứng
với ba sự định hướng khác nhau của ba obitan p xung quanh hạt nhân.
Các obitan d (1 = 2) là hình khối bốn cánh tiếp xúc nhau ở hạt nhân. Có
năm obitan d ứng với năm giá trị của m là —2 , —1 , 0 , I và 2 .
Trên các mặt giới hạn biểu diễn hình dạng các obítan nguyên tử
người ta ghi các dấu + và - của hàm sóng 1|/ (hình 1.4).

dz2

12

ST ^ ẹ
dx2 . y2

d xy

dyz

This is"tnaf version
www.adultpdf.com


1.6. S ự PHÂN BỐ CÁC ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ Ở
TRẠNG THÁI c ơ BẢN
Sự phân bố các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo
nguyên lí loại trừ Pauli, quy tắc Kleckopxki và quy tắc Hund.

.1 = 1

m = -1 (A02py) => ms = +Ỷ và ms =

1

n

m = 0 (A02pz) => ms = + “ và ms = —I
. m = l(A02px) =>ms = +-^ vàm s = - ^

un

J

Vậy ở lớp L có tối đa bốn obitan (một AO 2s và 3 AO 2p), mỗi obitan
có nhiểu nhất hai electron ghép đôi. v ẻ phương diện phân lớp, lớp L có

This is trial version
w w w.adultpdf.com

13


hai phân lớp : phân lớp 2s có tối đa hai electron và phân Lớp 2p có tối đa
sáu electron. Số electron tối đa ở lớp L là tám.
Bằng cách tính như trẽn ta thu được sô' electron tối đa ở mỏi AO là 2,
ở phân lớp s là 2, phân lớp p là 6 , phân lớp d Là 10, phân lóp f là 14 và ở
mỗi lớp là 2 n2.
1.6.2. Quy tác Kleckopxkỉ

hướng phân bố đểu vào các obitan-ịcác ô lượng tử) sao cho cố số electron
độc thán với các giá trị sô'lượng tử từ spin ms cùng dấu ỉà lớn nhất.
Ví đụ, nguyên từ c (Z = 6) ; N (Z 7) và o (Z = 8) ở trạng thái cơ
bản có cấu hình electron theo quy tắc Hund như sau 1
0

Is 2
14

s

t

t

2 s2

, 2p2

hoãc

n

n

ls 2 2 s2

This is trial version
WWW.adultpdf.com



t

t

hoăc

2p4

Ini

4* -I

Is 2

2 s2

2 p3

n

ti

m

U i

ị

Is 2 2s2

nguyên tố có số thứ tự 15, 26, 32 và 40.
1.6. Hảy cho biốt số thứ t ự z cũa các nauyên tố mà nguyên tử của chúng có các
phân lớp electron ngoài cùng là 3p 4s2 ; 3d14s2 ; 4p3.
1.7. Tính năng lượng của electron (bằng J) trong nguyên tử hidro ở trạng thái cơ
bản và trạng thái kích thích khi electron ỏ lớp L. Nguyên tử hiđro ở trạng
thái nào bển hơn ?
Tính bước sóng À. khỉ electron ở lốp l trồ về lóp K.
ĐS : -2 ,1 8 .1 0 '18J và -5,45.10“ 19J ; 122 nm.
1-8. Dùng nguyẽn lí Pauli hãy tính số electron tối đa trong các phân lớp 3d và 4f.
Đ S : 3 d ( 1 0 e ) vè 4f(14e).

This is trial version
WWW.adultpdf.com

15


]hương 2.

BẢNG t u ầ n h o à n
CÁC NGUYỀN TỐ HOÁ HỌC

2.1. CẨU TẠO CỦA BẢNG TUẦN HOÀN
Hiện nay người ta đã biết trên 100 nguyên tố hoá học được xếp thành
bảy chu kì và tám nhóm A, tám nhóm B (bảng 2.1).
Những nguyên tố trong cùng một chu kì và trong cùng một nhóm có
những đặc điểm chung được trình bày dưới đầy.
2.1.1. Chu kì
Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kì đều có sổ lớp
electron bằng nhau và bằng số thứ tự chu kì chứa chúng.

VIIA

Chu Ki

w w w.adultpdf.com

H
h-L
C /)

(H>

í hu ki 3 Li
Lib
S. 941
2s1
Chuk: 11 Na
Natn
22.9896
3s'
19 K
Kali
39,098

4s

4 Be
Benli
9.0122


Fiarai
7
(223)
7s

II! A
5 B
Bo
10,811

Nguyèn tử Khối

Is1

2$2p

IB
21 Sc
Scanỏi
44,956
3dV
39 Y
Ytoí
88,906

4d’SsJ

57 La*
Lanian
138,9055

Ca nu
40.00

5?



5c^6s
104

(261)

6?7s?

idV

24 C r
Crủm
51.996

VII B
26 Fe
Sắt
S6.847

42 Mo
43 Tc
Mdipổen
Tecnet!
98.9062
9S.W

44 Ru
Rưtem
101,07
4d75s’
76 Os

75 Re

Reni
5^s2 Sd*6s2

186,207

10?

lã

VIII B

25 M n
Mangan
54.938

108

Nielbori

Hasi

6^75*

6^7^

61 Pm
62 Sm
PrcxnBti

58,70
3d, 4s2
46 Pd
Paladi
106,
VIA ; sự điền electron vào nguyên tử kết thúc ờ np4.
VIIA : sự điền electron vào nguyên tử kết thúc ở np5. Các nguyên tố
nhóm VIIA có tên gọi là các halogen.
VIIIA : sự điền electron vào nguyên tử kết thúc ò np6. Nhóm này có
thêm nguyên tố heli (Z “ 2) nhu đã nói ò trên. Các nguyên tố nhóm
VIIIA có tên gọi là các khí hiếm.

,g This is trial version
WWW.adultpdf.com

io

5H
M
O
cs
2 -H H C C -B


Nhóm B. Các nguyên tố nhóm B có những đậc điểm cấu hình
electron nguyẻn từ như sau :
• Sự điền electron cuội cùng vào nguyên tử của các
nguyêntố
B xảy ra ờ (n - l)d hoặc (n - 2)f^ \ Ví dụ, các nguyên tố z =21, 30 và
59 đều thuộc nhóm B vì cấu hình electron nguyên tử của chúng như sau :
z = 21 : ls 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d'
z = 30 : ls 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10
Sự điển electron cuối cùng vào hai nguyên tử này đều xảy ra ở (n - I )đ.
z = 59 : ls 2 2s 2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4dlữ 5p6 6s2 4Í3
Sự điền electron cuối cùng vầo nguyên tử này xảy ra ở (n - 2)f.



electron ngoài cùng cùa các nguyên tử nhóm IB thực tế là (n - l)d 10 n sl
thay cho (n - l)d 9 ns2 V.V..
Cấu hình electron nguyên tử cùa một số nguyên tố mà sự điển
electron cuối cùng xảy ra ở (n - 2 )f cũng hơi khác so với quy tắc
Kleckopxki. Ví dụ, ba phân lớp electron ngoài cùng của gađolini (Z = 64)
thực tế là 4f7 5d* 6s2, thay cho 4Í8 5d° 6s2, nghĩa là có một electron từ 4f*
chuyển ra 5d, Các nửa bão hòa f7 và bão hòa f 14 cũng là các cấu hình bền.
Để nhận biết một nguyên tố thuộc nhóm B nào dựa vào cấu hình
electron nguyòn tử như sau :
ĨIIB ; nguyên tử của các nguyên tố nhóm này có hai phân lớp electron
ngoài cùng là (n - ljd 1 ns2. Người ta thường ghép các nguyên tố mà
nguyên tử của chúng đang được điền ở (n - 2)f vào nhóm ĨIIB. Tuy nhiên
tính chất cùa các nguyên tố này khác nhiểu với các nguyên tố nhóm IIIB,
nên ít khi chúng được khảo sát chung vớì các nguyên tố nhóm IIIB.
IVB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d 2 ns2
VB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d 3 ns2, trừ niobi
(Nb, z = 41 ) : 4d4 5s1.
VIB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d 4 ns2 trừ crom
(Cr, z = 24) và molipđen (Mo, z = 42): (n - l)d 5 ns1.
VIIB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d ns2.
VIIIB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - 1 ) d 6,7,8ns2, trừ
ruteni (Ru, z = 44): 4d 7 5s1, rođi (Rh, z = 45) : 4d 8 5s1, palađi (Z = 46):
4d 10 5s và platin (Ft, z = 78): 5d* 6s .
IB : nguyên tử có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d 10 ns 1
IIB ; nguyên từ có hai phân lớp ngoài cùng là (n - l)d 10 ns2.
2.1.3. Nguyẻn tố s, p, d và f. Nguyên tô chuyển tiếp d và f
Những nguyên tố mà sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử của
chúng xảy ra ở ns gọi là các nguyên tố s.

khoảng cấch giữa haí hạt nhân nguyên tủ cacbon gần nhau nhất trong tinh
thể kim cương là 0,1544 nm, nên bán kính nguyên tử cộng hóa trị của
cacbon là 0,0772 nm.
• Bán kính nguyên tử kim loại bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt
nhân của hai nguyèn tử kim loại gần nhau nhất trong tinh thể kim loại. Ví
dụ, khoảng cách gần nhau nhất giữa hai hạt nhân natri trong tinh thể natri
là 0,3716 nm, nên bán kính nguyên tử kim loại natri là 0,1858 nm.
• Bán kính ion được tính trong tinh thể ion. Trong tinh thể ion người
ta quy ước rằng khoảng cách giữa hai tâm ion dương và ion âm gần nhau
nhất bằng tổng số bán kính ion dương và ion âm đó. Như vậy, cần phải
biết bán kính của một trong hai ion mới xác định được bán kính của ion
kia. Trên cơ sở các số liệu lí thuyết và thực nghiệm, người ta thừa nhận
rằng bán kính của ion o 2 là 0,140 nm và bán kính của ion F là 0,136 nm.
(*) lnm = 10 9m

This is trial version
WWW.adultpdf.com

21


Nói chung từ trái sang phải trong một chu kì, bán kính nguyên tử
giảm dần và trong chu kì nhỏ bán kính nguyên tử giảm nhanh hơn so với
trong chu kì Lớn.
Từ trến xuống trong một nhóm A, bán kính nguyên tử và ion cùng
điện tích tăng dần, còn trong một nhóm B từ nguyên tố thứ nhất đến
nguyên tố thứ hai các bán kính này thường tăng chậm, từ nguyên tố thứ
hai đến nguyên tố thứ ba thường không biến đổi mấy.
2.3. NẢNG LƯỢNG ION HÓA CỦA NGUYÊN TỬ
Phân biệt năng lượng ion hóa thứ nhất Ij, năng lượng ion hóa thứ hai

Ti2+: [Ar] 3d2 - e —> Ti3+

I3...

: [Ar] 3d 1 ,

This is trial version
WWW.adultpdf.com


Năng lượng ion hóa là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường
electron của nguyên tử khi tham gia phản ứng oxi hóa - khử. Nói chung
đại lượng này biến thiên không đơn điêu theo điện tích hạt nhân nguyên
tử tăng dần, nhưng có thể rút ra một số quy luật biến thiẽn năng lượng ion
hóa thứ nhất trong một chu kì và một nhóm như sau :
• Từ trái sang phải trong một chu kì năng lượng ion hóa thứ nhất nói
chung tăng dần và đạt giá ưị cực đại ở nguyên tử cuối cùng của chu kì (ở
nguyên tử khí hiếm).
Từ nguyên tử khí hiếm của chu kì trước đến nguyên tử đầu tiên của
chu kì tiếp theo, năng lượng ion hóa thứ nhất giảm xuống đột ngột, rồi
sau đó lại tăng dần cho đến nguyên tử cuối cùng của chu kì, tương tự chu
kì trước đó.
Quá trình biến thiên của như trên cứ lặp đi lặp lại từ chu kì này đến
chu kì khác gọi là sự biến thiên tuấn hoàn của Ij.
• Từ trên xuống trong một nhóm A giá trị I ị giảm dần, còn trong một
nhóm B sự biến thiên này chậm và không đều, nhưng thường tăng dần từ
trên xuống trong một nhóm.
2.4. ÁI

Lực VỚI ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ
0 (k, cb), A l(0) = - 142 kJ.mol 1
o (k, cb) + e - > o 2 (k, cb) A2(0 ) - 780 kJ.mol 1
Khác với năng lượng ion hóa, giá trị của nó luôn luôn dương, còn
rìẵng lượng gắn kết electron có thể âm, dương hoãc bằng không. Ái lực
uói electron càng lớn thì nãng lượng gắn kết electron càng nhỏ. Ái lực với

This is trial version
w w w.adultpdf.com

23


electron lớn nhất ở halogen, yếu nhất ở các nguyên tử có phân lớp
electron ngoài cùng bão hòa np 6 hoặc ns2. .
2.5. Đ ộ ĐIỆN ÂM CỦA NGUYÊN T ố
Độ điện ám của nguyên tô’ là khả năng của nó hút cặp electron ỉiên
kết trong phân tử về phía mình. Độ điộn âm càng lớn thì khả năng này
càng lớn. Ta kí hiệu độ điên âm của nguyên tố là X (khi).
Ví dụ, trong phân tử HC1, cặp electron liên kết bị lệch về phía C1 vì
độ điộn ảm cùa C1 lớn hơn của H. Trong NaCl thì cặp electron liên kết
chuyển hẳn sang C1 vì độ điện âm của C1 lớn hơn nhiều so với Na.