Bài giảng Hóa học đại cương A (Phần 1) - Hoàng Hải Hậu
TRƯỜNG ĐẠI HỌC KIÊN GIANG
KHOA SƢ PHẠM VÀ XÃ HỘI NHÂN VĂN
Hoàng Hải Hậu
BÀI GIẢNG
HÓA HỌC ĐẠI CƢƠNG A
(Lƣu hành nội bộ)
Năm 2018
LỜI NÓI ĐẦU
Cuốn bài giảng này gồm có 15 chương: Phần 1 với 6 chương, nội dung của 6
chương này bao hàm các cơ sở cấu tạo và hóa lý của Hóa học đại cương. Phần 2 với 9
chương hữu cơ, nội dung là cơ sở bước đầu của Hóa học hữu cơ. Tạo điều kiện cho
Sinh viên tiếp cận với các bước cơ bản của môn Hóa học đại cương.
Đối tượng phục vụ chủ yếu của cuốn bài giảng này là sinh viên các khối ngành kĩ
thuật và tổng hợp, tuy nhiên nó cũng có thể giúp ích cho một số đối tượng khác quan
tâm đến Hóa Học, mà ở đây cụ thể là Hóa cơ sở đại cương.
Mặc dù đã cố gắng nhưng bài giảng không tránh khỏi những thiếu sót. Mong
nhận được nhiều ý kiến đóng góp xây dựng từ người đọc.
TÁC GIẢ
MỤC LỤC
CHƢƠNG 1...............................................................................................................................1
1.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử.............................................................................................................1
1.2. Hạt nhân nguyên tử .......................................................................................................................1
1.3. Lớp vỏ electron .............................................................................................................................2
1.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn.................................................................................11
1.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử .........................................................14
CHƢƠNG 2.............................................................................................................................23
3.1. Liên kết ion theo Kossel (Côtxen)...............................................................................................23
3.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt).....................................................................................24
3.3. Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond)..................................................................26
3.4. Thuyết lai hóa các orbitan nguyên tử (Sử dụng electron độc thân).............................................29
3.5. Các kiểu xen phủ Orbitan nguyên tử...........................................................................................32
3.6. Vài nét đặc trưng của liên kết......................................................................................................33
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 2 ..................................................................................37
CHƢƠNG 3.............................................................................................................................40
NHIỆT ĐỘNG HỌC..............................................................................................................40
3.1. Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng............................................................................40
3.2. Nhiệt hóa học ..............................................................................................................................47
3.3. Chiều tự diễn biến của các quá trình...........................................................................................52
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 3 ..................................................................................58
CHƢƠNG 4 ĐỘNG HÓA HỌC............................................................................................62
4.1. Mở đầu ........................................................................................................................................62
4.2. Tốc độ phản ứng hóa học ............................................................................................................62
4.3. Ảnh hưởng của nồng độ ..............................................................................................................63
4.4. Ảnh hưởng của nhiệt độ ..............................................................................................................67
4.5. Chất xúc tác.................................................................................................................................68
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 4 ..................................................................................74
CHƢƠNG 5.............................................................................................................................76
DUNG DỊCH...........................................................................................................................76
5.1 Các hệ phân tán – Dung dịch .......................................................................................................76
5.3. Cách biểu diễn thành phần dung dịch .........................................................................................78
5.4. Độ tan..........................................................................................................................................78
5.5. Áp suất thẩm thấu của dung dịch ................................................................................................80
i
5.6. Áp suất hơi của dung dịch...........................................................................................................81
5.7. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc...............................................................................................83
5.8. Lý thuyết điện ly – Dung dịch điện ly.........................................................................................85
5.9. Khái niệm axit – bazơ .................................................................................................................92
5.10. Sự thủy phân muối ....................................................................................................................99
5.11. Dung dịch đệm..........................................................................................................................99
5.12. Tích số tan...............................................................................................................................100
5.13. Tính toán chi tiết pH các dung dịch ........................................................................................100
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 5 ................................................................................105
6.1. Các phản ứng oxi hóa khử.........................................................................................................108
6.2. Điện cực ....................................................................................................................................112
6.3. Nguyên tố điện hóa (Nguyên tố Ganvani).................................................................................113
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 6 ................................................................................122
CHƢƠNG 7...........................................................................................................................126
ĐẠI CƢƠNG VỀ HÓA HỌC HỮU CƠ.............................................................................126
7.2 Đặc điểm chung của các hợp chất hữu cơ..................................................................................126
7.3. Khái niệm về đồng đẳng và đồng phân cấu tạo.........................................................................129
7.4. Cấu trúc electron. Liên kết cộng hóa trị và liên kết yếu............................................................130
7.5. Hiệu ứng cấu trúc......................................................................................................................132
7.6. Phản ứng hữu cơ........................................................................................................................134
7.7. Nguyên tắc chung của danh pháp hữu cơ..................................................................................136
CHƢƠNG 8...........................................................................................................................138
8.2. Anken........................................................................................................................................143
8.4. Aren (hydrocacbon thơm) .........................................................................................................151
CHƢƠNG 9...........................................................................................................................160
9.1. Cấu tạo và phân loại các hợp chất hydroxyl..............................................................................160
9.2. Tính chất hóa học điễn hình của các hợp chất hydroxyl ...........................................................160
9.3. Phương pháp sản xuất một số ancol, phenol và ete...................................................................162
CHƢƠNG 10.........................................................................................................................165
CACBOXYLIC.....................................................................................................................165
ii
CHƢƠNG 11.........................................................................................................................172
11.2. Lipit.........................................................................................................................................174
CHƢƠNG 12.........................................................................................................................176
12.1. Định nghĩa, phân loại ..............................................................................................................176
12.2. Điều chế ..................................................................................................................................176
CHƢƠNG 13.........................................................................................................................179
13.2. Đisaccarit.................................................................................................................................181
13.3. Polisaccarit..............................................................................................................................182
CHƢƠNG 14.........................................................................................................................184
CHƢƠNG 15.........................................................................................................................188
ĐIỀU CHẾ CÁC CHẤT HỮU CƠ CƠ BẢN.....................................................................188
(TỰ NGHIÊN CỨU) ............................................................................................................188
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP PHẦN HỮU CƠ .........................................................................189
PHỤ LỤC ..............................................................................................................................199
TÀI LIỆU THAM KHẢO....................................................................................................201
iii
CHƢƠNG 1
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
1.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + Vỏ
+ Hạt nhân
ELECTRON
- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện
tích dương hạt nhân nguyên tử
10-8cm = 1A0
Ví dụ: Số thứ tự của Clo= 17
⇒ số e = 17
NHÂN
VỎ
Khối lượng electron = 9,109.10-28 gam
Điện tích electron =1,6.10-19 coulumb
(Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn
vị điện tích = 1-)
1.2. Hạt nhân nguyên tử
- Hạt nhân gồm: proton và nơtron
⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) = số proton
- 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
X
Ký hiệu nguyên tử :
Z
35 Cl
Ví dụ : Clo (17 ) số khối A = 35, số P = số E = số Z = 17
1
⇒ số N = 18
* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có:
Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 35 Cl (75,53%)
17
và 37 Cl (24,47%)
17
⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là:
35.75,53 + 37.24,47
M
35, 5
75,53 + 24,47
Vậy có thể định nghĩa: Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích
hạt nhân.
1.3. Lớp vỏ electron
Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu
tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ
như H, He+, Li2+…). Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và
cuối cùng mô hình nguyên tử (đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy
đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử.
1.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết
Ở cấp độ vi mô, cũng giống như ánh sáng, các electron thể hiện tính chất hạt và
sóng (tính chất nhị nguyên).
Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của
hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi:
h
=
m v
v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank (h = 6,625.10-27erg.s
= 6,625.10-34J.s)
1.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: electron
có kích thước nhỏ và chuyển động nhanh nên không thể xác định đúng đồng thời vị trí
và năng lượng của electron.
+ Với electron có năng lượng xác định, chỉ tính được xác suất hiện diện của
electron ở một vị trí xác định quanh nhân nguyên tử.
2
+ Xét về mặt toán học: mỗi electron có một hàm số xác suất (x, y, z) – hàm số
sóng.
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)
vx: Sai số vận tốc theo trục x
h
Ta có: x p x
2
h
Hay x v x
2m
+ x = 0 ⇒ v → : càng xác định chính xác vị trí của hạt
x
+ vx = 0 ⇒ x→ : không thể xác định chính xác vị trí của electron
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho
rằng: ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ
đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói
đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho
nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron
trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa.
1.3.3. Phƣơng trình Schrodinger
x , y , z
- Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng
2
+ Trong đó
có một ý nghĩa quan trọng, đó là: là xác suất có mặt của hạt cần xét
trong một đơn vị thể tích tại vị trí tương ứng (nghĩa là mật độ xác suất).
⇒
2 dxdydz : cho biết xác suất có mặt electron trong một phần tử thể tích
x, y , z
tại tọa độ tương ứng trong nguyên tử.
- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu
diễn bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử. Khi đó mỗi hàm sóng là tích
m ( )
của hai phần :
Rn ,l (r ) l, ml
(
)
l
r , ,
R n ,l ( r ) Y l , m l ( , )
=
+ R(r): Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l.
3
+Y( , ): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và ml
Z
Một hàm sóng tương ứng với một bộ 3 số
lượng tử ( ) miêu tả trạng thái của
một electron như thế được gọi là :
M
r
X
Y
Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin cos
y = rsin sin
z = rcos
1.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r)
- Khi ta giữ
và
không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác
suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện
diện điện tử của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay
trường xuyên tâm)
2
* Mật độ xác xuất có mặt electron (
) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối
với các orbitan nguyên tử :
Orbitan s
4
2
Hình 1.1 Mật độ xác xuất có mặt electron (
) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối
với các orbitan s
Orbitan p
2p
3p
2
Hình 1.2 Mật độ xác xuất có mặt electron (
với các orbitan p
1.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y( , )
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các
và khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu
) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối
góc
diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90 - 95% xác xuất tìm thấy electron.
- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn
thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:
+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng)
nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa
độ.
5
2s
+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của
chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py
nằm dọc theo trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z.
+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai
rrbitan dz2 và dx2-y2 thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp
giáp với nhau ở gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân
giác của các góc tạo nên bởi hai trục tọa độ.
Ví dụ: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của
các góc tạo nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx2-y2 cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp
với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn
orbitan z2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và
một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy.
Ba orbitan dxy, dxz và dyz:
6
Orbitan dx2-y2:
Orbitan dz2:
z
x
y
d z2
7
1.3.4. Ý nghĩa các số lƣợng tử
* Số lượng tử chính n
+ Cho biết năng lượng và khoảng cách trung bình của một electron tới hạt nhân
nguyên tử trong một orbital nào đó, tức cho biết kích thước của orbital.
+ n cho biết electron ở lớp nào
+ Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron:
n
1
2
3
4
5
6
7
Lớp
K
L
M
N
O
P
Q
* Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
+ Cho biết hình dạng của orbital.
+ Các giá trị của l có thể có phụ thuộc vào n: l có các giá trị từ 0 đến (n-1).
N
1
L
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
Dạng orbitan
S
S
p
S
p
d
S
p
d
f
2
3
4
* Số lượng tử từ ml
+ Có thể nhận các giá trị từ -l đến +l.
ml = -1, 0, 1
⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml
8
+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ
trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo.
n
1
L
ml
có 1 đơn vị orbitan
0 (s)
0 (s)
0
0
có 4 đơn vị orbitan
2
1 (p) -1, 0, +1
0 (s)
0
3
1 (p) -1, 0, +1
có 9 đơn vị orbitan
2 (d) -2, -1, 0, +1, +2
0 (s)
0
1 (p) -1, 0, +1
có16 đơn vị orbitan
4
2 (d) -2, -1, 0, +1, +2
3 (f) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+ Ứng với một trị số của l có 2l +1 ml
+ Ứng với một giá trị của n có n giá trị l
* Số lượng tử spin ms (đơn giản gọi là spin)
+ Đặc trưng cho hai hướng chuyển động quay (spin) của electron
+ ms chỉ có hai giá trị là -1/2 và +1/2
Vậy trạng thái electron trong nguyên tử đƣợc hoàn toàn xác định bằng 4 số
lƣợng tử n, l, ml, ms.
1.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như
nhau”
Ví dụ: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n, m, l giống nhau thì phải có số spin
khác nhau:
He:
1s2
Electron thứ nhất: n= 2, l= , ml= , ms= -1/2
Electron thứ hai: n= 2, l= , ml= , ms= +1/2
9
+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống
+ Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc
thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron
ghép đôi
- Mỗi lớp (ứng với một giá trị của l ) có 2l+1 orbitan nên:
+ Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của n) có tối đa 2n2 (n 4) electron. Vì thế
số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là 2(2l+1) electron.
Phân lớp
S
2
P
6
d
f
Số electron tối đa
10
14
* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng
lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái
năng lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ
Lớp
1
2
2
8
3
4
Số electron tối đa
18
32
yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong
nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng
một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo
công thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng)
Ví dụ: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3
* Thứ tự năng lƣợng đó là:
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14≃5d10
<6p6<7s2
Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn
np
- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski) gồm những
điểm sau:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng
(n+l) lớn dần. Vd:
+ Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào
phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd:
10
* Quy tắc Hund
“Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực
đại” (số electron độc thân là tối đa)
Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2
Không xếp theo kiểu:
Chú ý:
+ Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền
electron từ trái sang phải và giá trị electron độc thân là lớn nhất.
+Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng
hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần.
+Cấu hình electron bền thể hiện ở các cấu hình có số electron hay điện tử bão
hòa hoặc bán bão hòa.
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
Ví dụ: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1
+ Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d104s1
1.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
1.4.1. Định luật tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra
năm 1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:
“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các
nguyên tố hóa học biến đổi tuần hoàn theo”
1.4.2. Hệ thống tuần hoàn
Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo
7 chu kỳ và 8 nhóm:
1.4.2.1. Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử
chính n (số lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự
của chu kỳ bằng với trị số lượng tử chính n.
Ví dụ: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2
11
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và
kết thúc là một khí hiếm.
* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H
1s1
He
1s2
Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của
nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một
phi kim.
+ Chu kỳ 2 (n=2)
Có cấu hình tim là: [He]
l =0: Phân lớp 2s có Li(2s1) và 4Be(2s2)
3
l=1: Phân lớp 2p từ B(2s22p1) đến 10Ne(2s22p6)
5
+ Chu kỳ 3 (n=3)
Có cấu hình tim là: [Ne]
Hoàn toàn giống chu kỳ 2
11Na 12Mg 13Al…………..…..18Ar
3s1
3s2 3s23p1…………….3s23p6
* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)
Mỗi chu kỳ lớn được chia làm 2 hàng trong dạng bảng ngắn.
Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp d và phân lớp f
Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f kim loại
+ Chu kỳ 4 (n=4)
Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự
điền electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
(10 nguyên tố d))
19K
4s1
20Ca
21Sc……………….…30Zn 31
Ga…………….36Kr
4s2 3d1 4s2………………...3d104s2 3d10 4s24p1……..3d104s24p6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là:
Cr(4s13d5) và Cu(4s13d10) chứ không phải Cr(4s23d4) và Cu(4s23d9)
12
+ Chu kỳ 5 (n=5)
Giống chu kỳ 4
37Rb
5s1
38Sr 39Y………………….48Cd
5s2 4d15s2………………..4d105s2 4d105s2 5p1 ……..4d105s25p6
49In…………….54Xe
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai
Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron
dễ nhảy
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố
- Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce,
các nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với
nguyên tố Lantan. Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới
bảng.
55Cs 56Ba
6s1 6s2
57La*
72Hf……………80Hg
81Tl………………….86Rn
5d16s2 4f145d26s2…….4f145d106s2 4f145d106s26p1…....4f145d106s26p1
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan: 58Ce
59Pr…………………70Yb
71Lu
4f15d16s2 4f35d06s2……………..4f145d06s2 4f145d16s2
14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n=7)
Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố
trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các
Lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp tư (6d)
1.4.2.2. Nhóm
- Là tập hợp các nguyên tố có số electron ngoài cùng bằng nhau (nên có tính chất
giống nhau). Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3
phân nhóm phụ.
+ Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA
13
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong
nguyên tử thuộc phân lớp s, p (có 8 phân nhóm chính).
+ Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong
nguyên tử thuộc phân lớp d, f.
⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn
cấu hình electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó.
1.4.2.3. Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần
hoàn
- Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự
của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn.
- Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần của điện
tích hạt nhân nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố). Nó xác định số electron
trong lớp vỏ nguyên tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các
nguyên tố.
⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân
nguyên tử của nguyên tố đó.
1.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử
1.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử
* Theo chu kỳ
- Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì Do sự tăng của số điện tích hạt nhân nên
lực hút giữa hạt nhân và điện tử ngoài cùng tăng dần.
- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ.
Ví dụ: Chu kỳ II
Nguyên tử
Li
Be
B
C
N
O
F
o
1,52
1,13
0,88
0,77
0,7
0,66
0,64
A
Bán kính,
Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không
rõ ràng như đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính của
chúng giảm rất chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ
hai và thứ ba kể từ ngoài vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít
và từ từ bán kính nguyên tử của các nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f
( sự co Lantanoid hay Actinôit)
Ví dụ: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV
14
Nguyên tử
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Bán kính,
1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33
o
A
* Theo nhóm
- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do số lớp
điện tử tăng dần.
Ví dụ: Đối với phân nhóm chính IA
Nguyên tử
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Bán kính,
1,52
1,86
2,31
2,44
2,62
2,7
o
A
- Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố
thứ hai có tăng lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi
thậm chí có trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện
tượng Lantanoid nói trên gây ra.
Ví dụ:
Phân nhóm phụ IVB
o
Nguyên tử
A
Bán kính ( )
Ti
Zr
Hf
1,46
1,57
1,57
1.5.2. Năng lƣợng ion hóa (I)
Định nghĩa
Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi
một nguyên tử tự do ở trạng thái khí có năng lượng
thấp nhất (không bị kích thích)
* Đối với những nguyên tử nhiều electron
X – 1e- →X+: I1 Năng lượng ion hóa thứ
nhất
X+ -1e- →X2+: I2 Năng lượng ion hóa thứ hai
15
Tải về để xem bản đầy đủ
112 trang
16/04/2022
3000
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học đại cương A (Phần 1) - Hoàng Hải Hậu", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- bai_giang_hoa_hoc_dai_cuong_a_hoang_hai_hau.pdf
