GIÁO TRÌNH hóa học đại CƯƠNG

Mây electron là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó tập trung phần l ớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất). Như vậy, mây electron có thể coi là hình ảnh không gian của obitan nguyên tử. 4.3. Hình dạng của các mây electron Nếu biểu diễn các hàm sóng (các AO) trong không gian, ta được hình dạng của các obitan hay các mây electron (hình 4). Mây s có dạng hình cầu. 7 Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Các mây p có hình số 8 nổi hướng theo 3 trục tọa độ ox, oy, oz được kí hiệu là px, py, pz. Dưới đây là hình dạng của một số AO: Hình 4 5. Qui luật phân bố các electron trong nguyên tử Trong nguyên tử nhiều electron, các electron được phân bố vào các AO tuân theo một số nguyên lí và qui luật như sau: 5.1. Nguyên lí ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ) Theo nguyên lí này, trong mỗi AO chỉ có thể có tối đa hai electron có chiều tự quay (spin) khác nhau là +1/2 và -1/2. Ví dụ: Phân mức s có 1 AO (s), có tối đa 2 electron Phân mức p có 3 AO (px, py, pz), có tối đa 6 electron Phân mức d có 5 AO (dxy, d z 2 , dx2 −y 2 , dzx) có tối đa 10 electron yz, d Phân mức f có 7 AO, có tối đa 14 electron 5.2. Nguyên lí vững bền. Cấu hình electron của nguyên tử Trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt các obitan có năng lượng từ thấp đến cao. Bằng phương pháp quang phổ nghiệm và tính toán lí thuyết, người ta đã xác định được thứ tự tăng dần năng lượng của 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... Để nhớ được thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau: 8 Bài 2: Cấu tạo nguyên tử 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 lí ngăn cấm và nguyên lí vững bền, người ta có thể biểu diễn nguy ên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron. Để có cấu hình electron của một nguyên tố, trước hết ta điền dần các electron vào b ậc thang năng lượng của các AO. Sau đó sắp xếp lại theo từng lớp AO. Ví dụ: He (z = 2) 1s 2 Li (z = 3) 1s 2 2s 1 Cl (z = 17) 1s 2 2s 2 2p Sc (z = 21) 1s 2 2s 2 2p Chú ý: Có một số ngoại lệ 6 3s 2 3p 5 6 3s 2 3p 6 1 3d 4s 2 Cu (z = 29) 1s 2 2s 2 2p Li (z = 24) 1s 2 2s 2 2p 10 6 3s 2 3p 6 3d 4s 6 3s 2 3p 6 3d 4s 1 10 5 9 Cấu hình 3d 4s (trạng thái vội bão hòa) bền hơn cấu hình 3d 4s 5 1 1 1 2 4 Cấu hình 3d 4s (trạng thái vội nửa bão hòa) bền hơn cấu hình 3d 4s 2 5.3. Qui tắc Hun (Hun - Đức). Cấu hình electron dạng ô lượng tử Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên, người ta còn biểu di ễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử. Các AO của cùng một phân mức được bi ểu diễn bằng những ô vuông liền nhau. Ví dụ: 1s 2s 2p 3d Trong mỗi ô lượng tử (mỗi AO) chỉ có thể có 2 electron có spin ngược nhau được bi ểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau ↓↑. Trên cơ sở thực nghiệm, Hun đã đưa ra một qui tắc phân bố các electron vào cá cô lượng tử như sau: 9 Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Trong một phân mức, các electron có xu hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho số electron độc thân là lớn nhất. Ví dụ: (z = 7) 2 2s ↓↑ N ↓↑ 1s 2 3 2p ↑ ↑ ↑ Thông thường chỉ cần viết cấu hình electron đối với các phân mức ở lớp ngoài cùng và phân mức d hoặc f ở lớp sát ngoài cùng mà chưa bão hòa. Cần lưu ý rằng cấu hình nói trên là đối với các nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Khi bị kích thích electron có thể nhảy lên những phân mức cao hơn trong cùng một mức. C (z = 6) 2s 2p ↓↑ ↑ ↑ trạng thái cơ bản ↑ C* và p ↑ ↑ ↑ trạng thái kích thích IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Như vậy ở trạng thái cơ bản C có hai electron độc thân, còn ở trạng thái kích thích nó H He có bốn electron độc thân. Chính các electron độc thân này là các electron hóa trị. 1 2 1s 1s 6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học Li Be B C N O F Ne 1 2 Nguyên tắc sắp xếp và cấu trúc của HTTH 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2s 2s 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s 2p - Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của điện tích hạt nhân. Số điện tích Na Mg Al Si P S Cl Ar hạt nhân1trùng với số thứ tự của nguyên tố. 2 2 2 1 2 2 3 2 4 2 5 2 6 3s 3s 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p - Các nguyên tố có tính chất hóa học giống nhau xếp vào một cột, gọi là một nhóm. K Ca Ga Ge As Se Br Kr Trong bảng tuần hoàn có 8 nhóm chính từ IA đến VIIIA và 8 nhóm phụ từ IB đến VIIIB. 1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 4s 4s 4s 4p 4s 4p 4s bằng một kim 4s 4p - Mỗi hàng (bảng dài)4s 4p gọi là4s 4p chu kì. Mỗi chu kì được bắt đầu4p được một Rb Sr In Sb Te Xe loại kiềm, (trừ chu kì đầu, bắt đầu bằngSn hidro) và được kết thúc bằng một Ikhí trơ. Trong 1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 5s bảng tuần hoàn có5s chu kì: chu kì 1, 2, 3 là chu kì ngắn; 4, 5, 6,5s là các chu kì dài. 7 7 5p 5s 5p 5s 5p 5s 5p 5s 5p 5s 5p Cs 6s 1 CuFr 10 1 3d 7s 4s 1 Ba Tl IIB 6s IIIB 6s26p1 IVB Pb 2 VB 2 6s 6p 2 Z 10 Ra Sc 2 1 Ti 2 3d 4s 7s 3d 4s Cd Y 10 10 1 V 2 3 2 5 1 5 2 6 At 2 5 6sVIIIB 6p Co 2 7 2 Rn 2 6 8 2 6s 6p Ni 2 3d 4s 3d 4s 3d 4s 3d 4s 3d 4s 3d 4s 3d 4s Zr 2 Ag 2 Bi Po VIB26p3 VIIB 26p4 6s 6s Cr Mn Fe Nb Mo Tc Ru Rh Pd 2 2 4 1 5 1 6 1 7 1 8 1 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s 4d 5s Au Hg La Hf Ta W Re Os Ir 10 10 1 2 1 10 4d 2 1 5d 6s 1 2 5d 6s 2 5d 6s Ac 2 2 5d 6s 3 2 5d 6s 4 2 5d 6s 5 2 5d 6s 6 2 5d 6s 7 Pt 2 5d 6s 9 1 5d 6s 6d 7s 10 Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm A (nhóm chính) nguyên tố s Nhận xét: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cùng (s + p) bằng chỉ số nhóm. Số l ớp electron bằng chỉ số chu kì. Cấu hình electron lớp ngoài và sát ngoài của các nguyên tố 11 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VIIA VIIIA CK IA IIIA VA 1 58 Ce 59 Pr 2 He IIA IVA VIA 91 Pa 92 U 61 Pm 93 Np 62 Sm 94 Pu 63 Eu 95 Am 64 Gd 96 Cm 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu 98 Cf 90 Th 60 Nr 1 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr 97 Bk 3 4 Li Be 6 C 9 F 10 Ne 2 14 15 16 17 Si P S Cl 18 Ar 3 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 36 Ke 4 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 54 Xe 5 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tr Pb Bi Po At 86 Rn 6 11 12 IIIB Na Mg IVB IB l VB IIB VIB 13 VIIB VIIIB 7 N 8 O nhóm B (nhóm phụ) hay nguyên tố d 87 88 89 104 105 Fr Ra Ac Ku Nhận xét: Tổng số e của phân lớp (n -1)d và ns (nếu χ B thì electron liênkết sẽ lệch hoặc di chuyển về phía nguyên tử B. Người ta qui ước lấy độ điện âm của Li là 1 thì các nguyên tố khác sẽ có độ điện âm tương đối như sau: Liên kết r0 (A) Phân tử E (Kcal/mol) C-H CH4 1,09 98,7 C - Cl CHCl3 1,77 75,8 C-F CH3F 1,38 116,3 C-C C6H6 C-C 1,54 CnH2n+2 Bảng 1. Độ điện âm của nguyên tử của một số nguyên tố C=C 1,34 CnH2n 79,3 140,5 C≡C CnH2n-2 1,20 196,7 H-H H2 0,74 104,0 O=O O2 1,21 118,2 O-H H2O 0,96 109,4 S-H H2S 1,35 96,8 N-H NH3 1,01 92,0 Nhận xét: - Trong một chu kì, từ trái sang phải độ điện âm của các nguyên tố tăng dần. 14 Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử - Trong một phân nhóm chính, từ trên xuống dưới độ điện âm giảm dần. - Các nguyên tố kim loại kiềm có χ < 1, Fr có χ nhỏ nhất. - Các nguyên tố phi kim có χ > 2, F có χ lớn nhất. 1.2. Năng lượng liên kết Đó là năng lượng cần thiết để phá vỡ mối liên kết và tạo ra các nguyên tử ở thể k hí. Năng lượng liên kết thường kí hiệu E và tính bằng Kcalo cho một mol liên kết.