Chương 2. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ TÍNH CHẤT 2.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử 2.1.1. Thành phần nguyên tử a. Hạt nhân nguyên tử

Là phần trung tâm của nguyên tử, gồm các hạt proton và nơtron. Hạt nhân mang điện tích dương, số đơn vị điện tích dương của hạt nhân bằng số electron trong vỏ nguyên tử. Khối lượng của hạt nhân xấp xỉ khối lượng nguyên tử. * Proton (kí hiệu p):

Số thứ tự Z của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn đúng bằng số proton của nguyên tử nguyên tố đó.

-24 Khối lượng: mp = 1,6725.10 g -19 Điện tích (dương): qp = +1,602.10 C = +e0 hay 1+

* Nơtron (kí hiệu n): -24 Khối lượng: mn = 1,67482.10 g

Điện tích (dương): qn = 0 b. Electron (kí hiệu e):

-28Khối lượng: me = 9,11.10 g -19Điện tích (âm): qn = -1,602.10 C = -e0 hay 1-

Như vậy, electron mang điện tích âm, số electron trong nguyên tử bằng đúng số proton. Trong nguyên tử electron quay xung quanh hạt nhân trên quỹ đạo electron tạo thành “đám mây” electron. Các electron có điện tích và khi chúng chuyển động sẽ sinh ra dòng điện. Vì các electron trong nguyên tử xác định phương thức mà nó tương tác với các nguyên tử khác nên chúng đóng vai trò quan trọng trong hóa học. 2.1.2. Thuyết lượng tử Planck Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lượng tử đầu tiên và cho rằng:

Ánh sáng hay bức xạ điện tử nói chung gồm những lượng tử năng lượng phát đi từ nguồn sáng.

Hay: Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử.

E: lượng tử năng lượng -34h: hằng số Planck (h = 6,625.10 J.S)

ν: tần số của bức xạ

λ: bước sóng bức xạ

λ

ν Chh ==Ε

C: tố độ ánh sáng c

7

Như vậy, bước sóng càng lớn thì tần số sóng càng giảm và ngược lại, E gọi là lượng tử năng lượng vì với mọi bức xạ dù phát ra hoặc hấp thụ đều bằng một số nguyên lần của E. 2.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron a. Mẫu nguyên tử Bo (Bohr)

Năm 1913, nhà vật lý lý thuyết người Đan Mạch Niels Bohr (1885-1962) đưa ra mô hình bán cổ điển về nguyên tử hay còn gọi là mô hình nguyên tử của Bohr. Bohr đã xây dựng mô hình mẫu nguyên tử với nội dung sau: - Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo tròn xác định có bán kính xác định, Khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng electron được bảo toàn.

Hình 1. Mô hình nguyên tử theo Bohr

Bán kính các quỹ đạo được xác định theo công thức:

on ncmnr Α== − 53,0.10.53,0. 282

n – là các số tự nhiên 1, 2, 3, ...n. Như vậy các quỹ đạo thứ nhất, thứ hai, thứ ba,... lần lượt có bán kính như sau:

ocmr Α== − 53,010.53,0.1 811

182

2 453,0.410.53,0.2 rcmr o =Α== −

182

3 953,0.910.53,0.3 rcmr o =Α== −

- Mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng electron. Quỹ đạo gần nhân nhất ứng với mức năng lượng thấp nhất. Quỹ đạo càng xa nhân ứng với mức năng lượng càng cao. Mỗi electron có một năng lượng xác định được tính theo công thức:

eVnn 6,13.1

2−=Ε

- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xẩy ra sự hấp thụ hoặc giải phóng năng lượng. Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo gần nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều ngược lại. Năng lượng (hấp thụ hoặc giải phóng) bằng hiệu giữa 2 mức dưới dạng một bức xạ có tần số ν.

E = hν = E - En' n

8

Như vậy, sự chuyển động của electron trong nguyên tử gắn liền với việc thu hoặc phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ nên electron cũng có tính chất sóng và hạt như bức xạ.

Nhờ vào giả thuyết này người ta đã tính toán ra các tần số ánh sáng ở quang phổ vạch của H. Các kết quả tính toán này phù hợp với các giá trị đo được từ thực nghiệm.

Quan niệm e tồn tại trong các trạng thái dừng của Bohr là bước đệm để chuyển tiếp lí thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển sang lý thuyết mới đó là cơ học lượng tử và điện động lực học lượng tử. b. Hệ thức Dơ Brơi (De Broglie)

Năm 1924 De Broglie trên cơ sở thuyết sóng - hạt của ánh sáng, đã đề ra thuyết sóng - hạt của vật chất: Không chỉ có bức xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử như e, p cũng có bản chất sóng và hạt, được đặc trưng bằng bước sóng xác định.

m: khối lượng của hạt

νλ

.mh

= v: tốc độ chuyển động của hạt

Giả thuyết này phù hợp với thực nghiệm và đã được hai nhà bác học người Mỹ (Davisson và Germer) kiểm chứng năm 1927. Hai ông đã tiến hành thí nghiệm cho hạt electron khuếch tán trên tinh thể mà trước đó đã tiến hành thí nghiệm đối với tia Rơngen (là sóng), thì kết qủa thu được cũng giống như kết qủa đối với tia Rơngen. Ðiều đó chứng tỏ rằng chùm electron (hơn nữa là từng electron) cũng có tính chất sóng như tia Rơngen.

Vậy cả sóng điện từ và hạt vi mô đều có tính chất sóng và tính chất hạt (gọi là lưỡng tính sóng- hạt). c. Hệ thức bất định Hexenbéc (Heisenberg)

Từ tính chất sóng và hạt của các hạt vi mô, 1927 nhà vật lý học người Đức Heisenberg đã chứng minh nguyên lý bất định: Về nguyên tắc không thể xác định đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc (hay động lượng, hoặc xung lượng) của hạt, do đó không thể xác định hoàn toàn chính xác các quỹ đạo chuyển động của hạt.

Nếu gọi sai số của phép đo về tốc độ của hạt theo phương x là và sai số của phép đo vị trí theo phương x là Δx thì ta có biểu thức của hệ thức bất định là:

xvΔ

h: hằng số Planck

mhvx x ≥ΔΔ .

m: khối lượng của hạt

Theo biểu thức này ta thấy Δvx và Δx biến thiên thuận nghịch với nhau. Nếu Δx càng nhỏ (Δx → 0) nghĩa là càng xác định chính xác vị trí của hạt thì Δvx càng lớn (Δvx → 0), nghĩa là không thể xác định chính xác giá trị tốc độ của elctron.

Ví dụ: Khi quan sát một hệ lượng tử (electron chẳng hạn), ta phải chiếu vào nó một bức xạ có bước sóng ngắn, tức có xung lượng lớn). Khi photon va chạm với electron thì ta xác định được vị trí của electron. Tuy nhiên do xung lượng của photon lớn một cách đáng kể so với xung lượng của electron (vấn đề này không xảy ra đối với các hệ vĩ mô trong vật lý cổ điển, tức là các hạt vi mô thông thường) nên xung lượng

9

Các hạt vi mô vừa có tính chất sóng lại vừa có tính chất hạt, đó là một thực tế khách quan. Kĩ thuật đo hiện nay cũng không đo được chính xác đồng thời cả tọa độ và xung lượng của hạt. Hệ thức bất định Heisenberg là biểu thức toán học của lưỡng tính sóng hạt của vật chất.

2.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron 2.2.1. Hàm sóng

Trạng thái chuyển động của hạt vi mô được mô tả bằng hàm số ψ (x,y,z) là một hàm xác định, đơn vị và liên tục gọi là hàm sóng. Bình phương của hàm sóng (hay bình phương mô đun của hàm sóng): 2),,( zyxψ 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).

ψ2dv là xác suất có mặt electron trong một phần tử thể tích dv = dxdydz tại tọa độ tương ứng trong nguyên tử.

* Ý nghĩa vật lý của hàm sóng: Ta không thể xác định chính xác electron có mặt ở tọa độ nào nhưng có thể biết

xác suất tìm thấy electron nhiều nhất ở vùng mà phân lớn thời gian electron có mặt ở đó. Trong cơ học lượng tử, trạng thái của một hệ được mô tả bởi hàm sóng hay hàm trạng thái ψ.

Vì hàm sóng ψ(x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc phức nên nó không có ý nghĩa vật lý trực tiếp. Chỉ có bình phương modun của hàm sóng là |ψ|2 (thực và luôn luôn dương) mới có ý nghĩa là mật độ xác xuất tìm thấy hạt tại toạ độ tương ứng.

2 |ψ(x,y,z,t)| dτ cho biết xác suất tìm thấy tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích dτ có tâm là M (x,y,z).

Hình ảnh của hàm mật độ xác suất trong không gian gọi là đám mây điện tử.

* Hàm sóng phải thoả mãn các điều kiện sau: - Hàm sóng phải đơn trị (tại mỗi điểm trong không gian ứng với tọa độ (x,y,z) chỉ có một giá trị duy nhất để cho xác suất tìm thấy electron tại đó chỉ có một giá trị tương ứng). - Hàm sóng phải hữu hạn và liên tục (nghĩa là không thể bằng ∝ ở bất kỳ tọa độ nào nhưng có thể bằng 0).

* Hàm sóng phải thoả mãn điều kiện: 2 1dv

∞

Ψ =∫

Để xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ không gian ( ∝+∝→− ) phải bằng 1, gọi là điều kiện chuẩn hoá của hàm sóng.

10

2.2.2. Phương trình sóng Schrodinger Để tìm được hàm sóng mô tả chuyển động của hạt vi mô thì phải giải phương

trình sóng gọi là phương trình Schodinger. Đó là phương trình cơ bản của cơ học lượng tử được nhà vật lý người Áo Schrodinger đưa ra năm 1926.

Đó là phương trình vi phân bậc 2 của hàm ψ có dạng như sau đối với hạt (hay hệ hạt) ở dạng thái dừng:

H EΨ = Ψ (*) Trong đó H – Toán tử Hamilton,

2

28hH U

mπ= − Δ +

h - hằng số planck; V - Thế năng của hạt tại tọa độ x, y, z.

m - khối lượng của hạt; E - Thế năng toàn phần của hạt trong toàn hệ;

2 2

2 2

2

2x y z∂ ∂ ∂

Δ = + +∂ ∂ ∂

Δ - Toán tử laplace:

Trạng thái dừng là trạng thái mà năng lượng của hệ không phụ thuộc thời gian nghĩa là E của hệ không đổi.

Khi giải phương trình Schrodinger ta sẽ thu được các hàm sóng ψ mô tả các trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử và các giá trị năng lượng E ứng với các hàm ψ đó.

2.2.3. Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger Bài toán đơn giản nhất được các nhà khoa học thực hiện là bài toán của nguyên

tử hydrô. Sau khi xây dựng hàm thế năng và đưa vào phương trình (*) người ta giải

phương trình này và thu được hàm sóng ),,( lmlnψ nghiệm của phương trình sóng mô tả trạng thái chuyển động của electron nguyên tử gọi là orbital nguyên tử.

Khi giải phương trình này, người ta nhận được đồng thời các cặp nghiệm E và ψ , cùng các đại lượng vật lý xác định hàm ψ , đặc trưng cho trạng thái và vị trí chuyển động của electron trong nguyên tử đó là các số lượng tử n, l, ml.

Ứng với một giá trị của E có một hàm sóng ψ , mỗi tổ hợp (E, ψ ) đặc trưng cho một trạng thái của electron.

Trường hợp nhiều hàm ψ cùng ứng với một giá trị năng lượng E thì ta gọi là có sự suy biến năng lượng.

Việc giải phương trình schrodinger chỉ thực hiện được với nguyên tử một electron, hoặc ion một electron như He+, Li2+. Với các nguyên tử nhiều electron phải dùng các phương pháp gần đúng. Kết quả của các phương pháp này giải thích thỏa mãn các số liệu thực nghiệm.

11

2.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa Khi giải phương trình Schrodinger người ta thấy xuất hiện các số lượng tử xác

định hàm ψ , các hàm ψ phụ thuộc vào các số lượng tử này.

a. Số lượng tử chính (n) - Về trị số: nhận các giá trị nguyên dương: 1, 2, 3, ...

Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7

Ký hiệu lớp electron K L M N O P Q

giá trị n càng lớn, lớp electron càng xa hạt nhân. - Về ý nghĩa: xác định năng lượng của electron:

n: số lượng tử chính 2 4

2 2

2 [ ]meE en hπ

= − rg m: khối lượng của electron

e: điện tích của electron eV

nZ6,13E 2

2

n −= hay Z: điện tích hạt nhân

(1erg = 6,24145.1011ev) h: hằng số planck.

2nR

−=Ε2

2hmeR π

= ; ta có: Nếu thay:

Ta thấy: - Với n càng lớn thì năng lượng E càng lớn, electron càng ở cách xa nhân. - Những electron có cùng giá trị n tức là cùng mức năng lượng tạo thành một lớp electron. - Ở đây năng lượng của electron là những giá trị gián đoạn phụ thuộc vào số lượng tử chính n. - Người ta dùng các chữ cái K, M, N … để ký hiệu các mức năng lượng ứng với các số lượng tử chính n = 1, 2, 3, 4 … b. Số lượng tử phụ l (số lượng tử orbitan, số lượng tử phương vị).

Mỗi lớp electron từ n = 2 trở đi lại chia ra nhiều phân lớp. Mỗi phân lớp electron được đặc trưng bằng một giá trị của số lượng tử phụ l. - Về trị số: l nhận các giá trị nguyên từ 0 đến (n - 1). Ứng với một giá trị của n thì có n giá trị của l.

Ví dụ: với n = 1: l có một giá trị l = 0. với n = 2: l có hai giá trị l = 0 và 1. với n = 3: l có ba giá trị l = 0, 1 và 2. - Về ý nghĩa: Xác định hình dạng và tên của orbital. Những electron có cùng giá trị l lập nên một phân lớp và có năng lượng như nhau. Lớp thứ n có n phân lớp.

12

Số lượng tử orbital (l) 0 1 2 3 4

Phân lớp s p d f g

Ví dụ: Đám mây electron s có dạng hình khối cầu, đám mây electron p có dạng số 8 (hình hai khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau), đám mây electron d có dạng bốn cánh hoa, ...

Hình 2. Hình dạng các đám mây electron

Để phân biệt năng lượng của các phân lớp cùng tên nhưng khác lớp ta ghi thêm giá trị số lượng tử chính ở trước ký hiệu phân lớp: ví dụ: 1s, 2s, 2p, 3s ...

Ngoài ý nghĩa đặc trưng cho phân lớp electron, l còn có ý nghĩa: - Trong một lớp, năng lượng của các electron tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf... - Số lượng tử l xác định giá trị momen động lượng obitan của electron. Mỗi hình dạng đám mây electron tương ứng với một giá trị M.

( 1).2hM l lπ

= +

c. Số lượng tử từ ml

Mô men động lượng obitan của electron là vectơ M, giá trị của nó được xác định bằng trị số của số lượng tử phụ l, còn chiều cho phép của véc tơ M (sự định hướng của đám mây electron trong không gian) được xác định bằng các giá trị của số lượng tử m . l

- Về trị số: là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0. + Với một giá trị của l, thì m có (2l + 1) giá trị. l

Ví dụ: l = 0 (mây electron s); ml có một giá trị là 0

l = 1 (mây electron p); ml có 3 giá trị là -1, 0, 1

l = 2 (mây electron d); ml có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2 l = 3 (mây electron f); ml có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

+ Một giá trị của ml ứng với một orbtan (AO) - Về ý nghĩa: đặc trưng cho sự định hướng của orbital trong không gian chung quanh hạt nhân.

13

Tóm lại, khi giải phương trình Schrodinger, người ta tìm thấy 3 số lượng tử đặc trưng cho trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử và tìm được ψhàm sóng n,l,ml gọi là orbital nguyên tử, ký hiệu AO. Hàm này phụ thuộc vào 3 số lượng tử n, l, ml. Bộ ba số lượng tử n, l, ml xác định mức năng lượng (theo n); phân mức năng lượng (theo l) và hướng của orbital trong không gian (theo ml).

Các số lượng tử này có quan hệ phụ thuộc nhau và chi phối lẫn nhau. Từ n ta biết số giá trị của l, từ đó biết số giá trị của ml, suy ra số AO có trong phân lớp và có trong lớp đó. d. Số lượng tử từ spin ms

Ngoài 3 số lượng tử trên, khi nghiên cứu cấu trúc tinh tế của các phổ nguyên tử, người ta thấy cần phải bổ sung một số lượng tử nữa là số lượng tử từ spin ms để mô tả sự tự quay của electron xung quanh trục của mình. - Về giá trị: chỉ nhận một trong 2 giá trị +1/2 hay -1/2 và không phụ thuộc gì vào các số lượng tử trên. - Về ý nghĩa: đặc trưng cho độ dao động tự do của electron đặc trưng cho chuyển động nội tại của electron gắn với momen động lượng riêng của electron.

Trong từ trường ngoài trạng thái ms = +1/2 có năng lượng thấp hơn.

Quy ước: ms = +1/2 biểu thị bằng ↑ ứng dụng với electron điền vào trước, ms = -1/2 biểu thị bằng ↓ ứng với electron điền vào sau trong ô lượng tử. 2.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử 2.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO)

Các hàm sóng 321 ,, ΨΨΨ ,... là nghiệm của phương trình sóng được gọi là các obitan nguyên tử (viết tắt là AO) và ký hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p, 3s, ...Trong đó các con số dùng chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, ... để chỉ phân lớp. Ví dụ :

2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s; 2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p; 3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d; Như vậy, Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của

electron trong nguyên tử.

Nếu biễu diễn sự phụ thuộc của hàm 2Ψ theo khoảng cách r, ta được đường cong phân bố xác xuất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản.

Ví dụ 1: Khi biểu biễn hàm số đơn giản nhất )1(1 sΨ mô tả trạng thái cơ bản electron trong nguyên tử H, ta có:

Hình 3. Trạng thái cơ bản electron của H

14

Mỗi AO được biểu thị bằng hàm ψ , được đặc trưng bởi 3 giá trị n, l, ml. Mỗi AO thường được biểu diễn bằng một ô vuông và được gọi là ô lượng tử. Như vậy: - Mỗi giá trị của ml ứng với 1AO

- Một giá trị của n có n giá trị của l từ l = 0 đến l = n - 1. - Một giá trị của l có (2l + 1) giá trị của ml và do đó có (2l + 1) AO khác nhau.

2Vậy lớp thức n có n AO

Ví dụ 2: Với n = 1, l = 0, ml = 0, ta có hàm ψ1,0,0 ứng với AO 1s.

Với n = 3, l = 2 ta có hàm ψ3,2 ⇒ AO 3d Ví dụ 3: Khi n = 3, hỏi có bao nhiêu lớp, phân lớp, AO.

- Có 1 lớp electron là lớp thứ 3 (M) vì n = 3. - l = 0, 1, 2 nên có 3 phân lớp: s, p, d. - Với một giá trị của l thì có ml có (2l + 1) giá trị nên số AO trong các phân lớp là: Phân lớp 1 (l = 0) có 1AO Phân lớp 2 (l = 1) có 3 AO Phân lớp 3 (l = 3) có 5AO hay ở lớp thứ 3 số AO nguyên tử là 32 = 9AO

Trên mỗi AO có thể chứa tối đa 2 electron có spin đối song ( ) vậy trên lớp n có n

2/1±2AO và chứa tối đa 2n2 electron.

2.3.2. Hình dạng các electron Hình dạng các AO phụ thuộc vào hàm ψ (n,l,ml) và ký hiệu theo số lượng tử l:

s, p, d, f,… Trong hệ toạ độ x, y, z các orbitan s, p, d mà hình ảnh của nó là các đám mây điện tử có dạng như sau:

a. AOs (xác định bởi l = 0; ml = 0): có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử, hàm ψ (s) luôn luôn dương về mọi phía của trục toạ độ.

Hình 4. Obitan AOs

b. AO (xác định bởi l = 1; m = -1, 0, +1 (Pp l y, Pz, Px): là những cặp hình cầu tiếp xúc với nhau ở điểm gốc tâm nằm trên các trục tọa độ.

Các hàm ψp luôn luôn dương về phía dương của trục toạ độ và âm với các giá trị toạ độ âm.

15

Hình 5. Obitan AOp

c. AO : (xác định bởi l = 2, md l = -2, -1, 0, +1, +2) Các AO d trừ dz2 đều được biểu thị bằng hình hoa thị 4 cánh.

me 2 2 0 1 1

AO dx2 y2 dxy dz2 dyz dxzx

y

dxy(ml = 2)

x

dxz(ml = 1)

z

x

y

dx2 y2

(ml = 2)

x

y

dxz(ml = 1)

y

z

dz2 (ml = 0)

Hình 6. Obitan AOd

2.4. Nguyên tử nhiều electron 2.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử a. Lớp

Lớp là tập hợp những electron có năng lượng gần bằng nhau.

16

Trong nguyên tử các electron có cùng số lượng tử chính n tạo thành một lớp electron gọi là lớp n. Lớp n được ký hiệu bằng các chữ cái K, L, M, N … ứng với các giá trị của n = 1, 2, 3, 4, … b. Phân lớp

Phân lớp là tập hợp những electron có năng lượng bằng nhau. Mỗi phân lớp gồm các electron có cùng số lượng tử l mà mỗi giá trị của n có n

giá trị của l nên mỗi lớp có n phân lớp. Lớp K có 1 phân lớp: 1s Lớp L có 2 phân lớp: 2s, 2p Lớp M có 3 phân lớp: 3s, 3p, 3d

Và Các electron cùng có l = 0 hợp thành phân lớp s Các electron cùng có l = 1 hợp thành phân lớp p Các electron cùng có l = 2 hợp thành phân lớp d Các electron cùng có l = 3 hợp thành phân lớp f Để chỉ một phân lớp thuộc lớp nào người ta dùng ký hiệu ns, np … Ví dụ: 2s, 2p.

c. Ô lượng tử hay obitan Các electron có 3 số lượng tử như nhau (n, l, ml) có trạng thái chuyển động

orbital giống nhau tạo thành một obitan nguyên tử (ký hiệu là AO) và được xếp vào một ô lượng tử - mỗi ô lượng tử được ký hiệu bằng một ô vuông nhỏ (�).

Số ô lượng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho. Ví dụ: - Phân lớp s có l = 0, m = 0 có 1 ô lượng tử l

- Phân lớp p có l = 1, m = +1, 0, -1 có 3 ô lượng tử l

- Phân lớp d có l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2 có 5 ô lượng tử l

2.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng (E) không chỉ phụ thuộc vào số

lượng tử n mà còn phụ thuộc vào độ lớn của momen động lượng nghĩa là còn phụ thuộc vào số lượng tử l.

Các trạng thái electron thường được kí hiệu vắn tắt bằng các số lượng tử n, l. Một electron ở trạng thái nl cũng được gọi là electron nl. Ví dụ, các electron ở trạng thái 2p cũng được gọi là electron 2p. Giản đồ các mức năng lượng trong nguyên tử được xác định bằng quang phổ nghiệm và bằng tính toán lý thuyết.

Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron tăng dần theo thứ tự sau:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s … Để nhớ thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau:

17

Hình 7. Giản đồ năng lượng

Theo quy tắc này thì electron được điền vào các AO có giá trị (n + l) nhỏ trước; nếu 2 AO có cùng giá trị (n + l) thì electron sẽ điều vào các AO có giá trị n nhỏ hơn trước.

Ví dụ: electron được điền vào AO 4s trước AO 3d.

2.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron của nguyên tử a. Nguyên lý vững bền

Trong một nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các electron sẽ xếp vào các phân lớp có mức năng lượng thấp hơn trước sau đó mới xếp sang các phân lớp có mức năng lượng cao hơn.

Năng lượng của các phân lớp được xác định qua việc giải phương trình Schrodinger. Từ đó, Klechkowski đã sắp xếp các phân lớp theo thứ tự mức này lượng tăng dần.

Dựa vào nguyên lý vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron.

Ví dụ He (Z = 2): 1s2

Li ( Z = 3): 1s2 2s1

Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5

b. Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ) Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số

lượng tử n, l, m và ms.

Ví dụ 1, ở lớp K: n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ m = 0 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2. Vậy ở lớp K có nhiều nhất 2 electron:

+ electron thứ nhất có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = +1/2. + ectron thứ hai có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = -1/2.

Nếu giả thiết rằng ở lớp K có thêm một electron thứ 3 thì nó sẽ có giá trị bốn số lượng tử trùng với một trong hai electron đã có, như vậy mâu thuẫn với nguyên lý pauli.

18

Dựa vào nguyên lý pauli có thể tính được số electron tối đa trên một obitan nguyên tử, trong một phân lớp và trong một lớp electron, cụ thể: - Mỗi AO có thể chứa tối đa hai electron có spin khác nhau. - Số electron tối đa có thể có ở các phân lớp: phụ thuộc vào số lượng tử obitan l và được xác định bằng công thức 2(2l + 1). - Số electron nhiều nhất ở các lớp: phụ thuộc vào số lượng tử n và được xác định bằng công thức 2n2 (đúng đối với n ≤ 4). [Lớp thứ n có n2AO nên trong mối lớp có tối đa 2n2 electron].

Ví dụ 2: Tính số electron nhiều nhất ở phân lớp np, ở đây n có giá trị bất kỳ, chẳng hạn n = 2, còn p ứng với l = 1. Từ đó ta có:

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = -1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2py có nhiều nhất 2 electron.

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = 0 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2pz có nhiều nhất 2 electron.

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = +1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2px có nhiều nhất 2 electron. Vậy phân lớp p có nhiều nhất 6 electron. Bằng cách tương tự ta tính được số electron tối đa ở các phân lớp d = 10, f = 14.

Ví dụ 3: Khi n = 2, thì số electron tối đa là: 2.22 = 8 (e).

c. Qui tắc Hund * Qui tắc Hund 1 (qui tắc tổng spin cực đại)

Trong nguyên tử ở dạng trạng thái cơ bản, các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ được phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin S của chúng là cực đại (tổng số electron độc thân là cực đại).

∑= SmS

Ví dụ: Nguyên tử N (z = 7) có cấu hình: 1s2 2s2 3 sp* Qui tắc Hund 2

Trong một phân lớp các electron có khuynh hướng điền vào các ô lượng tử có số lượng tử ml có giá trị lớn nhất trước".

Ví dụ: Trạng thái cơ bản của nguyên tử F (z = 9) là trạng thái.

1s2 2s2 2p5

0 0 +1 0 -1

d. Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron. Cấu hình electron của nguyên tử Cấu hình eletron của nguyên tử được dùng để mô tả các electron phân bố như

thế nào vào các lớp, phân lớp trong nguyên tử. Có 2 cách biểu diễn:

19

Cách 1: Dạng chữ Để viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ cần biết: - Số electron nguyên tử (bằng số thứ tự Z của của nguyên tố trong bảng tuần hoàn. - Thứ tự điền electron vào obitan (nguyên lý vững bền). - Số electron tối đa ở mỗi phân lớp : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14 (nguyên lý loại trừ pauli). Ta cũng có thể viết cấu hình electron nguyên tử khi không biết số thứ tự Z nhưng biết cấu hình electron nguyên tử ở một hoặc vài phân lớp ngoài cùng của nguyên tử đó. Chẳng hạn, viết cấu hình electron của của nguyên tử có cấu hình electron chót 4p4.

Ví dụ 1: O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Trong đó các số đứng trước 1, 2 chỉ số thứ tự của lớp n = 1, 2, các chữ số s, p chỉ các phân lớp, các số mũ chỉ số electron có trong phân lớp. Cách 2: Dạng ô lượng tử: Người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử.

1s 2s 2p 3d

Cách này còn cho biết số electron độc thân trong nguyên tử và nguyên tử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích.

Dựa vào các qui tắc và nguyên lý trên, ta viết được cấu hình electron của nguyên tố: - Đối với 20 nguyên tố đầu (Z = 1 20) cấu hình electron trùng với thứ tự mức năng lượng (qui tắc Klechkowski).

≤

- Bắt đầu từ nguyên tố Z = 21 trở đi do có sự chèn mức năng lượng nên cấu hình electron của các nguyên tố từ phân lớp 4s trở đi không còn trùng với thứ tự mức năng lượng (do đó để viết đúng cấu hình trước hết viết theo thứ tự mức năng lượng sau đó chuyển thành cấu hình theo lớp electron). Ví dụ 2: Fe (Z = 26).

Theo thứ tự mức năng lượng: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 - Khi một AO có đủ hai electron ta nói các electron đã ghép đôi, nếu chỉ có một electron thì electron đó là độc thân. * Các trường hợp ngoại lệ:

Do cấu hình d10 (bão hoà) và d5 (bán bão hoà) bền, có năng lượng thấp nên các nguyên tử có cấu hình:

9 (n-1)d ns2 sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d10 1ns . 4(n-1)d ns2 sẽ chuyển thành (n-1)d5ns1.

Ví dụ: Nguyên tử Cấu hình electron Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

20

2.4.4. Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater) Phương pháp coi hàm sóng của một hệ nhiều electron như là tích hàm sóng chỉ mô tả một electron riêng biệt được gọi là gần đúng một electron hoặc gần đúng obitan. Nội dung cơ bản theo phương pháp này là: - Hoàn toàn bỏ qua tương tác đẩy giữa các electron là một cách gần đúng. Để hoàn thiện thêm, người ta cải tiến biểu thức thế năng một electron trên cơ sở sau: mỗi electron, ngoài việc chịu tác dụng của trường hấp dẫn hạt nhân, còn chịu tác dụng của trường đẩy các electron khác. - Theo phương pháp gần đúng Slater có thể coi mỗi electron như là chịu tác dụng của hạt nhân mà điện tích không còn là Z nữa mà là (Z – b) b: hằng số chắn, nó biểu thị hiệu ứng trung bình gây ra bởi các electron khác.

(Z – b): điện tích hiệu dụng hay số điện tích hiệu dụng.

Một electron bên trong thực tế không "bị chắn″ bở các electron bên ngoài, ngược lại, một electron bên ngoài bị chắn mạnh bởi các electron bên trong.

- Có thể tính hằng số chắn b theo quy tắc bán kinh nghiệm Slater:

Phân chia AO thành nhiều nhóm xếp theo trật tự sau: (1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(5s,5p);(5d); ...

và tính giá trị số hạng bi của các electron khác theo quy tắc sau: )α Những electron thuộc các nhóm AO nằm nằm phía ngoài (phía phải) của AO cần xét không có hiệu ứng chắn (b’ = 0). )β Mỗi electron trên các AO thuộc cùng nhóm với AO cần xét có số hạng đóng góp b’ = 0,35. Riêng đối với nhóm 1s thì b’ = 0,3. Nếu AO cần xét là AO)γ s hay AOp thì mỗi electron trên lớp AO phía trong sẽ có số hạng b’ = 0,85 (khi chúng cách nhau 1 lớp); mỗi electron trên những AO nằm sâu hơn sẽ có số hạng đóng góp b’ = 1,00 (khi chúng cách nhau 2 lớp trở lên). Nếu AO đang xét là AO)δ d hay AOf thì mỗi electron thuộc những nhóm bên trong (ngay cả cùng lớp n) đều có số hạng góp như nhau: b’ = 1,00. - Tương tự như các dạng hiđro, Staler đã gán cho mỗi AOnl một năng lượngε gọi là năng lượng obitan, tính theo công thức:

2

*

*

6,13 ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ Ζ−=

nnlε [eV]

n* được gọi là số lượng tử chính hiệu dụng và được tính theo n:

n 1 2 3 4 5 6

n* 1,0 2,0 3,0 3,7 4,0 4,2

Chú ý: Cần phân biệt En và : nlε

: năng lượng 1 electron ở phân lớp nl. nlε

En: năng lượng lớp electron

21

2.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị Hạt nhân nguyên tử là thành phần cơ bản của nguyên tử, gồm các proton và các

neutron. Trong các biến đổi hoá lý, nếu hạt nhân vẫn nguyên vẹn thì bản chất của nguyên tố được bảo toàn. Nếu hạt nhân bị biến đổi thì nguyên tử của nguyên tố này sẽ chuyển thành nguyên tử của nguyên tố khác. 2.5.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử

Hạt nhân mang điện tích dương, chiếm khối lượng chủ yếu (gần như là toàn bộ) của nguyên tử. Trong nguyên tử, số điện tích hạt nhân bằng số electron.

Nếu gọi số proton trong hạt nhân là Z và số nơtron là N thì khối lượng của hạt nhân xấp xỉ bằng khối lượng nguyên tử. A = Z + N

Như vậy, Theo mô hình nguyên tử được chấp nhận ngày nay thì nguyên tử được tạo thành từ một hạt nhân mang điện tích dương nằm ở tâm nguyên tử và các điện tử mang điện tích âm chuyển động xung quanh. Hạt nhân của điện tử chiếm một vùng không gian rất nhỏ bé so với nguyên tử.

2.5.2. Đồng vị a. Khái niệm

Đồng vị là tập hợp những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhưng có số khối khác nhau (số nơtron khác nhau).

Ví dụ ; ; ;Ο168 Ο17

8 Ο188

b. Hiện tượng phóng xạ tự nhiên Là hiện tượng chuyển hóa tự phát đồng vị không bền của một nguyên tố thành

đồng vị của nguyên tố khác có kèm theo sự phát ra các hạt cơ bản hay các hạt nhân nguyên tử.

Có 3 dạng phóng xạ cơ bản:

- Sự phân huỷ α (hạt nhân phóng ra các hạt α): RneRa 22286

42

22688 +Η→

- Sự phân huỷ β- (phóng ra hạt ): Rnep 23994

01

23993 +→Ν −e0

1−

- Sự phân huỷ +β (β+: hạt positon ): RneCo 5526

01

5527 +→e0

1

Kèm theo các tia α hay β là các tia γ gồm các bức xạ điện từ có năng lượng lớn.

c. Phản ứng hạt nhân Là phản ứng mà trong đó hạt nhân này bị biến đổi thành hạt nhân khác nghĩa là

nguyên tố này chuyển thành nguyên tố khác. Người ta thực hiện phản ứng hạt nhân nhân tạo bằng cách dùng các hạt cơ bản

như, α, n, p … bắn phá vào các bia là nhân của một nguyên tố nào đó.

Ví dụ: Bắn phá nitơ bằng hạt α:

Η+Ο→Ν+Η 21

168

147

42 e

22

d. Ứng dụng của đồng vị phóng xạ nhân tạo Bên cạnh tác hại to lớn của sự phóng xạ đến đời sống của con người như các tia

phóng xạ phá huỷ tế bào, tích luỹ trong xương, gan,... (nhất là các tia α, tia nơtron) con người đã biết sử dụng các đồng vị phóng xạ để phục vụ cho việc chữa bệnh, kích thích sự tăng trưởng của cây trồng, xử lý hạt giống, sản xuất năng lượng,…

Ví dụ: 61Co dùng tiêu diệt tế bào ung thư. 14C dùng xác định tuổi của các cổ vật. 131I dùng chẩn đoán bệnh bướu cổ. 18O dùng nghiên cứu cơ chế phản ứng hoá sinh. 30P dùng theo dõi sự hấp thu phốtpho của cây. 238U dùng trong lĩnh vực năng lượng nguyên tử.

2.6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học 2.6.1. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học a. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất của các hợp chất của các nguyên tố hoá học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

Như vậy, sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự biến đổi tuần hoàn cấu trúc electron của nguyên tử ở các nguyên tố đó. b. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Hiện nay người ta đã biết trên 100 nguyên tố hoá học được xếp thành bảy chu kỳ và tám nhóm A và tám nhóm B. * Chu kỳ

Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ đều có cùng số lớp electron và bằng số thứ tự chu kỳ chứa chúng.

Ví dụ, các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 2 đều có 2 lớp e là lớp K và lớp L; Các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 3 đều có 3 lớp e là lớp K, lớp L và lớp M.

Hệ thống tuần hoàn gồm 7 chu kỳ đánh số thứ tự từ 1 – 7. + Chu kỳ 1: có 2 nguyên tố. + Chu kỳ 2 và 3: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố. + Chu kỳ 4 và 5: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố. + Chu kỳ 6: có 32 nguyên tố. + Chu kỳ 7: chưa hoàn thành.

Các chu kỳ 1,2,3 gọi là các chu kỳ ngắn; 4,5,6,7 gọi là các chu kỳ dài. (Đặc biệt trong chu kỳ 6 có 14 nguyên tố xếp sau La (Z = 57) được xếp tách

riêng thành 1 hàng ngang ở dưới bảng gọi là họ Lantan). Chu kỳ 7 gồm các nguyên tố đang xây dựng từ Fr (Z = 87) trở đi.

23

(Trong chu kỳ 7 có 14 nguyên tố xếp sau Ac (Z = 89) được tách riêng thành họ Actini); Các nguyên tố này được xếp ra ngoài bảng thành 2 hàng, mỗi hàng gồm 14 nguyên tố.

Trừ các nguyên tố xếp ra ngoài bảng, mỗi chu kỳ dài có 18 nguyên tố (trừ chu kỳ 7 chưa hoàn thành) tạo thành 18 cột: Các nguyên tố thuộc các cột 1,2 và các cột từ 13 đến 18 tạo thành 8 nhóm A; Mười cột giữa còn lại tạo thành 8 nhóm B. * Nhóm

Nhóm bao gồm các nguyên tố có cùng số electron hoá trị. Số thứ tự của nhóm bằng số electron hoá trị mà các nguyên tố có. Mỗi nhóm

được chia thành 2 phân nhóm: phân nhóm chính và phân nhóm phụ. - Phân nhóm chính (nhóm A): bao gồm các nguyên tố s hoặc p. - Phân nhóm phụ (nhóm B): bao gồm các nguyên tố d hoặc f. Ví dụ: - Cu (z = 29) có cấu hình electron [Ar]3d104s1: thuộc nhóm IB

- Zn (z = 30) có cấu hình electron [Ar]3d104s2: thuộc nhóm IIB

- Fe (z = 26) có cấu hình electron [Ar]3d64s2: thuộc nhóm VIIIB

- Li (z = 3) có cấu hình electron 1s22s1: thuộc nhóm IA

- Mg (z = 11) có cấu hình electron [Ne]3s2: thuộc nhóm IIA

Hình 8. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

24

2.6.2. Cấu hình electron các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn a. Nhóm A (phân nhóm chính) Nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có những đặc điểm về cấu hình điện tử như sau: - Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử theo quy tắc kleckowski đều xảy ra ở các phân lớp ns hoặc np (n là lớp electron ngoài cùng). - Số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử đúng bằng số thứ tự nhóm chứa nó. Điều này được khẳng định hoàn toàn khi số electron lớp ngoài cùng lớn hơn hai. - Khi nguyên tử của nguyên tố có số electron lớp ngoài cùng nhỏ hơn ba thì nguyên tố đó có thể là nhóm A hoặc nhóm B. Nguyên tố loại này được khẳng định ở nhóm A khi sự điền electron cuối cùng xảy ra ở ns. Khi đó số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử cũng bằng số thứ tự của nhóm. Để nhận biết một nguyên tố thuộc nhóm A nào ta dựa vào cấu hình electron nguyên tử như sau:

- IA : Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử kết thúc ở ns1 (trừ H). - IIA : Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử kết thúc ở ns2 (trừ He). - IIIA : Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np1. - IVA : Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np2. - VA : Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np3. - VIA : Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np4. - VIIA : Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np5. - VIIIA: Phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np6.

b. Nhóm B (phân nhóm phụ) Nguyên tử của các nguyên tố nhóm B có những đặc điểm về cấu hình điện tử như sau: - Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử của các nguyên tố nhóm B xảy ra ở (n – 1)d hoặc (n – 2) f . Với n là lớp electron ngoài cùng. Ví dụ:

Z = 21: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1. Z = 58: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2.

- Số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố nhóm B là hai (ns2), của một số ít nguyên tử là một (ns1) và của một trường hợp nguyên tử palađi (Z = 46) không chứa electron ở lớp ngoài cùng (5s0). Vậy số electron lớp ngoài cùng của các nguyên tử nguyên tố nhóm B ít hơn ba. Nếu viết cấu hình electron nguyên tử dựa vào dãy năng lượng theo nguyên lý vững bền thì tất cả các nguyên tử nguyên tố nhóm B đều có 2 electron ở lớp ngoài cùng ns2. Tuy nhiên thực nghiệm xác nhận ở một số nguyên tử của nguyên tố nhóm B, một electron ở ns2 chuyển vào (n - 1)d, trừ một trường hợp ở palađi cả 2 electron ở 5s2 đều chuyển vào 4d.

25

Các trường hợp nói trên thường xảy ra khi phân lớp (n – 1)d gần nửa bảo hoà hoặc bảo hoà. Vì các phân lớp nửa bão hoà hoặc bảo hoà là các phân lớp bền và năng lượng hai phân lớp (n – 1)d và ns xấp xỉ nhau. Để nhận biết một nguyên tố thuộc nhóm B nào ta dựa vào cấu hình electron nguyên tử như sau:

- IIIB - IVB - VB - VIB - VIIB - VIIIB - IB - IIB

: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d1 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d2 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d3 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d4 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d5 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1 )d6,7,8 ns2. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d10 ns1. : Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d10 ns2.

Các nguyên tố f mà sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử xảy ra ở 4f được gọi là các nguyên tố lantanonit hoặc các nguyên tố họ lantan, còn các nguyên tố f mà sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử xảy ra ở 5f được gọi là các nguyên tố actinoit hoặc các nguyên tố họ actini. 2.6.3. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố a. Biến đổi tuần hoàn cấu hình electron của các nguyên tố * Đối với các nguyên tố thuộc phân nhóm chính: - Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải: Các electron lớp ngoài cùng tăng dần từ một electron (ở nhóm IA) đến tám electron (ở nhóm VIII ). A

- Trong một phân nhóm chính: số electron ở lớp ngoài cùng không đổi. * Đối với các nguyên tố thuộc phân nhóm phụ: - Các electron ở lớp ngoài cùng giống nhau là ns2 (trừ một số trường hợp ngoại lệ). - Các nguyên tố d: Các electron thuộc phân lớp d tăng từ 1 electron (ở nhóm IIIB) đến 9 electron (ở nhóm I

B

BB) và 10 electron (ở nhóm IIB). B

- Các nguyên tố f: cấu hình electron ngoài cùng và hệ ngoài giống nhau chỉ khác nhau ở phân lớp (f-2)f. b. Bán kính nguyên tử

Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải: Do sự tăng của số điện tích hạt nhân nên lực hút giữa hạt nhân và điện tử ngoài cùng tăng dần, do đó bán kính nguyên tử giảm dần.

Trong một nhóm khi đi từ trên xuống: bán kính nguyên tử tăng dần do số lớp điện tử tăng dần. c. Năng lượng ion hoá (I)

Năng lượng ion hóa của một nguyên tử hay một phân tử là năng lượng cần thiết để bức một electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.

26

Như vậy, năng lượng ion hoá là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron của nguyên tử khi tham gia phản ứng hoá học.

Nguyên tử ( k,cb ) – 1e → Ion+( k,cb ) ; I1 > 0; I thường tính bằng Kj.mol-1. Trạng thái cơ bản Chính là trạng thái mà tại đó, nguyên tử không chịu ảnh

hưởng của bất kỳ một từ trường ngoài nào cả. Tức là 1 nguyên tử kim loại ở trạng thái cơ bản sẽ có dạng khí, và cấu hình electron của nó cũng là cấu hình cơ bản: tuân theo nguyên lí Pauli, Nguyên lí vững bền và qui tắc Hund.

Ví dụ: Ca (k,cb) - 1e → Ca+( k,cb ); I1 = 590 Kj.mol-1. Năng lượng ion hoá thứ hai ứng với quá trình bứt electron thứ hai như sau:

Ca+ (k,cb) - 1e → Ca2+( k,cb ); I2 = 1145 Kj.mol-1. Định nghĩa tương tự, ta luôn có : I1 < I2 < I3 < ... In. Khi nguyên tử bị ion hoá thì electron ở lớp ngoài cùng (có năng lượng lớn nhất) bị bứt ra trước tiên (electron ứng với giá trị số lượng tử chính n lớn nhất). Như vậy đối với các nguyên tử nhóm B, electron bị bứt ra trước tiên khi nguyên tử bị ion hoá là electron ns. * Quy luật biến thiên năng lượng ion hoá thứ nhất: - Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải: số điện tích hạt nhân, lực hút giữa các hạt nhân và electron ngoài cùng cũng tăng dần, electron bị hút chặt hơn nên năng lượng ion hoá tăng dần. - Trong một nhóm khi đi từ trên xuống: do bán kính nguyên tử tăng nên khoảng cách giữa hạt nhân và electron ngoài cùng tăng dần, lực hút giữa hạt nhân và điện tử ngoài cùng giảm dần do đó năng lượng ion hoá giảm dần. d. Ái lực với điện tử

Là năng lượng được giải phóng khi nguyên tử ở trạng thái khí nhận thêm một electron để trở thành anion khí có điện tích 1-.

A + e- - = AĐa số các nguyên tố hoá học có ái lực điện tử âm. Điều này nghĩa là chúng

không cần nhận năng lượng để bắt điện tử; thay vào đó, chúng giải phóng ra năng lượng. Nguyên tử càng có nhiều khả năng bắt các điện tử thì có ái lực điện tử càng âm. Flo là nguyên tố hoá học có ái lực điện tử mạnh nhất.

Cho đến nay người ta chỉ mới xác định được ái lực đối với điện tử của một số ít nguyên tố. Trong đó các nguyên tố nhóm VIIA có ái lực với điện tử là lớn nhất. Các nguyên tố s2, s2 6p , s2 3p có ái lực với điện tử rất kém.

Ví dụ: Cl(k,cb) + 1e → Cl-(k,cb) ; ACl = -348Kj.mol-1

2- O(k,cb) + 2e → O (k,cb) ; A = 657Kj.mol-1O

* Một số quy luật biến thiên ái lực đối với điện tử: - Khác với năng lượng ion hóa, ái lực điện tử có thể dương có thể âm hay bằng không. Ái lực điện tử càng lớn, thì năng lượng gắn kết electron càng nhỏ. Ái lực với điện tử lớn nhất ở halogen, yếu nhất ở các nguyên tử có phân lớp electron ngoài cùng bão hòa np6, ns2.

27

- Nói chung, phi kim có ái lực điện tử âm hơn kim loại. Tuy nhiên, các khí hiếm là ngoại lệ, chúng có ái lực điện tử dương. - Ái lực điện tử tuân theo quy tắc bát tử. Các nguyên tố nhóm VIIA có xu hướng bắt điện tử và tạo ra anion có điện tích bằng 1-. Các nguyên tố khí hiếm trong nhóm VIIIA đã có đủ tám electron (trừ He, có 2 electron), và do đó việc thêm một điện tử đòi hỏi năng lượng lớn, tuy nhiên vẫn có thể thực hiện được.

Các nguyên tố nhóm IIA, bắt đầu từ Be và nhóm IVA- bắt đầu từ thiếc cũng có ái lực điện tử với giá trị dương vì electron ở phân lớp s hay d đã được điền đầy. - Các nguyên tố trong nhóm VA có ái lực điện tử thấp và nitơ thậm chí có ái lực điện tử với giá trị dương. Lý do là các vỏ điện tử được điền một nửa cũng khá bền. - Trong một chu kỳ đi từ trái sang phải: Ái lực điện tử có giá trị tăng lên (do bán kính các nguyên tử giảm dần, làm gia tăng sức hút từ hạt nhân, và số điện tử trong vỏ ngoài tăng dần, khiến nguyên tử cân bằng bền hơn). - Trong bảng tuần hoàn khi đi từ trên xuống trong cùng một nhóm: Ái lực điện tử giảm dần (do bán kính các nguyên tử và số điện tử ở lớp vỏ ngoài tăng lên, các điện tử đẩy lẫn nhau, làm giảm mức độ cân bằng của nguyên tử). e. Số oxi hoá

Trong hợp chất ion, số oxi hoá của nguyên tố bằng điện tích của ion. Trong phân tử cộng hoá trị hay ion nhiều nguyên tử có liên kết cộng hoá trị thì số oxi hoá là đại lượng qui ước. Nó là điện tích có ở ion, nếu giả thiết rằng cặp electron liên kết được chuyển hẳn cho các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.

- Số oxi hoá dương cao nhất của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa chúng (trừ các nhóm VIIIB, I , Lantanic, Actinic, O, F và khí hiếm). BB

- Số oxi hoá âm thấp nhất hầu như chỉ có ở các nguyên tố phi kim và số oxi hoá âm thấp nhất của nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tố đó trừ đi 8. f. Hợp chất với hydro và oxi * Hợp chất với hydro - Các kim loại nhóm IA, II tạo các ion hydrua H- (NaH, CaHA 2 …). - Các nguyên tố phi kim thường tạo các hợp chất cộng hoá trị, trong đó hydrô có ôxi hoá +1, phi kim có số oxi hoá âm (CH4, NH3, H2O, HF, HCl …). * Hợp chất với oxi - Oxi tạo được oxit với hầu hết các nguyên tố (trừ Pt, Au). - Trong một chu kỳ: từ trái sang phải:

+ Số oxi hoá của các nguyên tố tạo oxit tăng dần từ 1 đến 7. + Tính bazơ của các oxit và hydroxit giảm dần, đồng thời tính axit của các oxit

và hidroxit tăng dần. - Trong một nhóm khi đi từ trên xuống:

+ Số oxi hoá của các nguyên tố tạo oxit không đổi. + Tính bazơ của các oxit và hydroxit cũng tăng dần.

28

f. Quan hệ giữa cấu hình electron và vị trí của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn * Khi biết số điện tích hạt nhân của nguyên tố (Z) ta có thể xác định được cấu hình electron, vị trí (chu kỳ, nhóm) của nguyên tố.

Ví dụ 1: Cho X có Z = 16: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

→ Vị trí của X: chu kỳ 3, nhóm VIA.

→ nguyên tố lưu huỳnh (S). * Khi biết cấu hình electron của nguyên tố, có thể xác định được: số điện tích hạt nhân Z, số thứ tự của nguyên tố, chu kỳ, nhóm, hợp chất với hydro, hợp chất với oxi, …

Ví dụ 2: Nguyên tố X có cấu hình 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Z = 17)

n = 3 → thuộc chu kỳ 3.

Số electron hoá trị 2 + 5 = 7 → nhóm VIIA

→ nguyên tố Clo;

→ hợp chất với hydro là HCl,

→ hợp chất oxit cao nhất với oxi là Cl2O7 Ví dụ 3: Nguyên tố Y có cấu hình 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 (Z = 25)

→ Y là nguyên tố d;

→ Tổng số electron hoá trị là 7

→ Y thuộc nhóm VIIB

→ Số lớp electron là 4

→ nguyên tố Mn;

→ không có hợp chất với hydro;

→ hợp chất oxit cao nhất của Mn với ôxi là Mn2O7 * Khi biết vị trí của nguyên tố có thể suy ra tính chất hoá học đặc trưng của một số các hợp chất tương ứng với nguyên tố đó.

Ví dụ 4: Biết nguyên tố A thuộc chu kỳ 4, nhóm IA; vậy đó là kim loại kiềm, chúng có thể nhường 1 electron để trở thành cation: A - 1e = A+ tạo được các hợp chất có liên kết ion là chính, hợp chất với hydrô có công thức là AH (hidrua), hợp chất với ôxi là A2O và hiđroxit tương ứng là AOH.

29

Câu hỏi và bài tập

1. Phát biểu: nội dung nguyên lý bất định và thuyết sóng vật chất.

2. Hãy cho biết khái niệm hàm sóng và ý nghĩa vật lý của . 2ΨΨ

3. Obitan nguyên tử là gì? Thế nào là mây electron? 4. Hãy cho biết hình dạng của đám mây electron 2s, 2px và đặc điểm của các đám mây đó. Sự khác nhau giữa các đám mây 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz. 5. Xác định bộ 4 số lượng tử của electron chót với các nguyên tố A (Z = 26), B (Z = 1)? 6. Cho biết nội dung của nguyên lý vững bền và ý nghĩa của nguyên lý này. Viết dãy thứ tự năng lượng của các obitan trong nguyên tử. 7. Phát biểu quy tắc Hund và nêu ý nghĩa của quy tắc này. 8. Dựa vào nguyên lý pauli, hãy tính tổng số electron trên một lớp, phân lớp? 9. Viết cấu hình electron của các nguyên tố có số thứ tự Z = 15; 24; 28; 36; 46; 53; 58. Hãy cho biết vị trí của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn và tính chất hóa học đặc trưng. 10. Viết cấu hình electron của ion: Fe2+; Fe3+; Cu+; Cu2+. 11. Giải thích hóa trị của các nguyên tố Fe (Z = 26); Zn (Z = 30). 12. Sự khác nhau cơ bản của các nguyên tố thuộc nhóm A và nhóm B? 13. Viết cấu hình electron của Ar (Z = 18). Cation và anion nào có cấu hình electron giống Ar? 14. Nêu cấu hình electron của các nguyên tố nhóm IA, IIA, VIA và VIIA. Nêu tính chất hóa học đặc trưng. 15. Nêu quy luật biến thiên tính chất (năng lượng ion hóa, ái lực đối với điện tử, bán kính nguyên tử,…) của các nguyên tố nhóm A? 16. Sử dụng phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater) để xác định năng lượng từng electron của các nguyên tố S (Z = 16), Sc (Z = 21). 17. Tìm hiểu về hiện tượng phóng xạ tự nhiên? Phản ứng hạt nhân? Ứng dụng của đồng vị phóng xạ nhân tạo trong một số lĩnh vực nghiên cứu?

30