Nguyên tử, bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, liên kết hóa học

Luyện thi đại học hóa lớp 10

I. thành phần cấu tạo nguyên tử :

  1. các hạt sơ cấp :

electron (e) :

  • khối lượng : me = 9,1094.10-31 kg.
  • Điện tích : qe = -1,602.10-19 C  = 1- (cu_lông).

Người ta chưa phát hiện được một điện tích mà nhỏ hơn nên nó được dùng làm điện tích đơn vị.

Proton (p) :

  • khối lượng : mp = 1,9726.10-27 kg.
  • Điện tích : qp = | qe |= 1,602.10-19 C = 1+ (cu_lông).

Nơton ( n ) :

  • khối lượng : mn ᵙ mp = 1,9726.10-27 kg.
  • Điện tích : qn = 0.

2. Cấu tạo nguyên tử gồm :

  • Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơton.
  • Vỏ nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.

3. Kích thước và khối lượng của nguyên tử :

Đơn vị của kích thước là 1A0(angtrom) : 10-10 m = 1A0(angtrom). 1nm = 10-9m.

Đơn vị của khối lượng là u hay đvc (đơn vị cacbon) :

1u bằng  khối lượng của một nguyên tử đồng vị cacbon 12. nguyên tử này có  khối lượng là 19,9265.10-27kg.

1u = 19,9265.10-27kg/12 = 1,6605.10-27kg.

Nguyên tử của các nguyên tố khác nhau có Kích thước và khối lượng khác nhau khác nhau.

Nguyên tử nhỏ nhất là nguyên tử hidro có đường kính khoảng 1A0(angtrom), khối lượng gần 1u.

Đường kính  của hạt nhân 10-4 A0(angtrom)

Đường kính  của e =  10-7 A0(angtrom)

II. Hạt nhân của nguyên tử :

1. Điện tích hạt nhân Z :

Số Điện tích hạt nhân = số proton = Số electron.

Z = P = E

2. Số khối A :

Số khối A bằng tổng số proton và tổng số nơton

A = Z + N.

Ta có : 1 ≤ N / Z ≤ 1,5

Khối lượng của nguyên tử bằng tổng khối lượng của proton, nơton, electron. Ta có khối lượng của electron rất nhỏ so khối lượng của proton và nơton nên Khối lượng của nguyên tử gần bằng tổng khối lượng của proton và nơton. Vì vậy Khối lượng của nguyên tử tập trung ở hạt nhân.

3. Nguyên tố hóa học :

Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.

Ta có khoảng 92 nguyên tố  tự nhiên và khoảng 18 nguyên tố  nhân tạo.

4. Số hiệu nguyên tử (Z) :

Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố  được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố  đó.

Z = P = E

5. Kí hiệu nguyên tử :

AZX

Trong đó :

  • X : kí hiệu nguyên tố.
  • A : Số khối.
  • Z : Số hiệu nguyên tử.

6. Đồng vị :

Các nguyên tử có thể có số khối A khác nhau. Bởi vì hạt nhân của các nguyên tử đó có cùng số proton nhưng khác nhau số noton.

Các đồng vị của cùng một nguyên tố  hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau số noton. Do đó số khối A của chúng khác nhau.

Các đồng vị được xếp vào cùng một vị trí trong bảng tuần hoàn.

7. Nguyên tử khối :

Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử.

Nguyên tử khối của nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử.

8. Nguyên tử khối trung bình :

Nguyên tử khối trung bình là khối lượng của nguyên tố  hóa học.

Giả sử một nguyên tố  hóa học có đồng vị A chiếm a% và đồng vị B chiếm b%. Nguyên tử khối trung bình A :

Ä = (aA + bB) : 100

III. Vỏ nguyên tử :

1. Lớp electron :

Các electron có năng lượng gần bằng nhau được phân bố vào một lớp. các electron ở lớp trong liên kết bền chặc với hạt nhân.

Thứ tự lớp n : 1 2 3 4 5 6 7
Kí tự lớp : K L M N O P Q

2. Phân lớp electron :

Mỗi lớp electron chia thành các phân lớp được kí hiệu : s, p, d, f.

Các e trên cùng một phân lớp có năng lượng nằng nhau.

Lớp thứ nhất (n =1 K)   : 1s

Lớp thứ hai (n =2 L)   : 2s  2p.

Lớp thứ ba (n = 3 M) : 3s  3p  3d.

Lớp thứ tư (n = 4 N) : 4s  4p  4d  4f.

Lớp thứ năm (n = 5 O) : 5s  5p  5d  5f.

Lớp thứ sáu (n = 6 P) : 6s  6p  6d  6f.

Lớp thứ bảy (n = 7 Q) : 7s  7p  7d  7f.

Các electron ở phân lớp s gọi là electron s. Các electron ở phân lớp p gọi là electron p . . .

3. Obitan nguyên tử (AO) :

Obitan nguyên tử là vùng không gian xung quanh hạt nhân ở đó có sự hiện diện của electron nhiều nhất.

Mỗi AO chứa tối đa 2 electron.

Phân lớp s có 1 AO chứa tối đa 2 electron .

Phân lớp d có 3 AO chứa tối đa 6 electron .

Phân lớp d có 5 AO chứa tối đa 10 electron .

Phân lớp f có 7 AO chứa tối đa 14 electron .

Sự phân bố electron trong lớp, phân lớp, AO.

4. Nguyên lí vửng bền – qui tắc klechkowsi :

ở trạng thái cơ bản, Trong nguyên tử các electron chiếm lần lược các AO có mức năng lượng từ thấp đến cao.

AO có mức năng lượng từ thấp đến cao :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p…

n = 1 : 1s

n = 2 : 2s  2p.

n = 3 : 3s  3p  3d.

n = 4 : 4s  4p  4d  4f.

n = 5 : 5s  5p  5d  5f.

n = 6 : 6s  6p  6d  6f.

n = 7 : 7s  7p  7d  7f.

Nguyên lí Pau-li :

Trên cùng một AO chỉ có thể chứa nhiều nhất là 2 electron và 1 electron này chuyển động tự quay khác chiều xung quanh trục riêng của mỗi electron.

↑↓   cặp electron ghép đôi
↑     electron độc thân

Qui tắc Hun :

Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên cùng các AO sao cho có nhiều electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau.

5. Cấu hình electron nguyên tử :

Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.

Ví dụ : Al( Z = 13) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.

6. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng :

Các electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố  .

Nguyên tố  có Số electron lớp ngoài cùng là 8. Nguyên tố  gọi là khí hiếm ví chúng không tham gia trao đổi electron.

Nguyên tố  có Số electron lớp ngoài cùng là 1, 2, 3 . Nguyên tố  gọi là kim loại ví chúng có thể  nhường electron.

Nguyên tố  có Số electron lớp ngoài cùng là 5, 6, 7 . Nguyên tố  gọi là phi loại ví chúng có thể  nhận electron.

Nguyên tố  có Số electron lớp ngoài cùng là 4 . Nguyên tố  có thể là phi loại hoặc kim loại ví chúng có thể  nhận hoặc nhường electron.

IV. Cấu tạo Bảng tuần hoàn :

1. Ô :

Mỗi nguyên tố  hóa học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố. số thứ tự ô của bảng đúng bằng số hiệu (Z) nguyên tử của nguyên tố  đó.

2. Chu kì :

Là dãy các nguyên tố  mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.

Trong Bảng tuần hoàn có 7 chu kì.

  • Chu kì nhỏ : các chu kì 1, 2, 3.
  • Chu kì lớn : các chu kì 4, 5, 6, 7.

3. Nhóm :

Nhóm nguyên tố  là tập hợp các nguyên tố  mả nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, dó đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.

Nguyên tử các nguyên tố  trong cùng một nhóm có số electron hóa trị (electron lớp ngoài cùng) bằng nhau và bằng số thứ tự nhóm.

Nguyên tố  s là những nguyên tố  mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp s.

Nguyên tố  p là những nguyên tố  mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp p.

Nguyên tố  d là những nguyên tố  mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp d.

Nguyên tố  f là những nguyên tố  mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp f.

Các nhóm A (chính) gồm các nguyên tố  s và nguyên tố  p.

có cấu hình electron : nsa npb

  • n : số thứ tự của chu kì.
  • a + b : số thứ tự của nhóm.

Các nhóm B (phụ) gồm các nguyên tố  d và nguyên tố  f.

có cấu hình electron : (n – 1)da nsb

b = 2 ; a = 1 – 10.

b = 1 khi a + b = 6, 11;

a + b < 8 : số thứ tự nhóm (a + b).

a + b > 10 : số thứ tự nhóm (a + b – 10).

a + b = 8, 9 ,10 : số thứ tự nhóm 8

V. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố  hóa học :

1. Bán kính nguyên tử  (R) :

Trong một chu kì , tuy nguyên tử của các nguyên tố  có cùng số lớp electron, nhưng khi  điện tích hạt nhân tăng thì lực hút giữa hạt nhân và các electron cũng tăng, nên Bán kính nguyên tử  (R) giảm dần.

Trong nhóm A, theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp electron tăng, nên bán kính nguyên tử  (R) tăng dần.

2. Năng lượng ion hóa (I) :

Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi trạng thái cơ bản.

Trong một chu kì ,theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, lực liên kết giữa hạt nhân và các electron cũng tăng, làm cho năng lượng ion hóa (I) cũng tăng.

Trong nhóm A, chiều tăng dần điện tích hạt nhân,khoảng cách giữa hạt nhân và các electron lớp ngoài cùng, lực liên kết giữa hạt nhân và các electron giảm, làm cho năng lượng ion hóa (I) cũng giảm.

3. Độ âm điện :

Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo liên kết hóa học.

Trong một chu kì ,theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Độ âm điện của một nguyên tử của nguyên tố  thường tăng.

Trong một nhóm A, chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Độ âm điện của một nguyên tử của nguyên tố  thường giảm.

4. Tính kim loại – tính phi kim :

Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố  mà nguyên tử của nó dễ nhường electron  để trở thành ion dương.

M – ne -> Mn+.

Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố  mà nguyên tử của nó dễ nhân electron  để trở thành ion âm.

M + ne -> Mn-.

Trong một chu kì ,theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Tính kim loại của một nguyên tố giảm. Đồng thời tính phi kim của một nguyên tố tăng.

Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Tính kim loại của một nguyên tố tăng. Đồng thời tính phi kim của một nguyên tố giảm.

5. Hóa trị :

Trong một chu kì, đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố  với oxi lần lượt từ 1 đến 7, hóa trị cao nhất của các nguyên tố  với hidro lần lượt giảm từ 4 đến 1.

6. Tính axit – bazơ của oxit và hidroxit tương ứng :

Trong một chu kì ,theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Tính bazơ của oxit và hidroxit tương ứng giảm. Tính axit của oxit và hidroxit tương ứng tăng.

Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, Tính bazơ của oxit và hidroxit tương ứng tăng dần. Tính axit của oxit và hidroxit tương ứng giảm dần

V. Liên kết hóa học

Khái niệm :

1. Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tố  tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.

Khí hiếm (nhóm VIII) có cấu hình electron (8 electron ) bền vững.

2. Quy tắc bát tử (8 electron ) :

Theo Quy tắc bát tử (8 electron ) thì nguyên tử của các nguyên tố  có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác đạt được cấu hình electron bền vững của các khí hiếm với 8 electron ( hoặc 2 electron của heli) ở lớp ngoài cùng.

Phân tử là một hệ phức tạp, nên trong nhiều trương hợp Quy tắc bát tử tỏ ra không đầy đủ.

3. Liên kết ion :

Ion dương :

Các nguyên tử kim loại dễ nhường electron ở lớp ngoài cùng để trở thành ion dương (cation):

M ” Mn+ + ne. (n = 1, 2, 3)

Ion âm :

Các nguyên tử halogen hay phi kim dễ nhận electron ở lớp ngoài cùng để trở thành ion âm (anion):

X + me ” Xm+. (m = 1, 2, 3)

Sự hình thành liên kết ion :

Khi các nguyên tử M và X tiếp xúc với nhau sẽ có sự nhường và nhận electron để trở thành các ion dương và ion âm và chúng đạt được cấu hình electron bền vững. đồng thời chúng hút với nhau bằng lực hút tỉnh điện tạo thành phân tử. sơ đồ :

M → Mn+ + ne.

X + me → Xm+ .

Ta được mMn+ + nXm+ MmXn .

Kết luận : liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tỉnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

Liên kết ion chỉ hình thành khi hiệu số độ âm điện : Δµ > 1,7.

Liên kết ion được hình thành khi nguyên tử kim loại tác dụng với nguyên tử phi kim.

4. Liên kết cộng hóa trị :

Khi các nguyên tử đến gần nhau thì xảy ra qua trình nhận và nhường 1 electron để tạo cặp electron và đạt cấu hình khí hiếm.

Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo thành do các nguyên tử góp chung một hay nhiều electron .

Biểu diễn Liên kết cộng hóa trị :

Cl2 : Cl – Cl.

O2 : O = O.

HCl : H – Cl.

C2H4 : CH2 = CH2

CO2 :  O = C = O

H2O : H – O – H

Liên kết sigma σ :

Liên kết được hình thành do sự xen phủ trục của 2 obitan 1 electron (hai trục đối xứng trùng nhau), liên kết bền.

Obitan s + Obitan s. H – H

Obitan s + Obitan p. H – Cl

Obitan p + Obitan p. Cl – Cl

Liên kết pi ∏

Liên kết được hình thành do sự xen phủ trục của 2 obitan p 1 electron (hai trục đối xứng song song ), liên kết kém bền.

Obitan p + Obitan p. O = O (hai trục đối xứng song song ).

Liên kết ba (bội) là gồm Liên kết pi ∏  và Liên kết sigma σ : N Ξ   N(N2)

Phân loại liên kết cộng hóa trị :

liên kết cộng hóa trị không phân cực : 2 electron dùng chung không lệch về nguyên tử nào.

liên kết cộng hóa trị phân cực : 2 electron dùng chung lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

liên kết cộng hóa trị cho nhận (phối trí) 2 electron dùng chung do một nguyên tử đưa ra.

Δµ 0<Δµ  < 0,4 0,4 ≤ Δµ < 1,7 Δµ ≥ 1.7
Liên kết liên kết cộng hóa trị không phân cực liên kết cộng hóa trị phân cực Liên kết ion

6. Liên kết phân tử : các phân tử sắp xếp cạnh nhau để tạo thành một khối chất rắn. sự sắp xếp này tuân theo một qui luật riêng và kết thành một mạng tinh thể.

Mạng tinh thể được hình dung như các khối hình mà ở các đỉnh của khối hình là các nguyên tử hay ion dương. Giữa các đỉnh có khoảng cách trống có các electron tự do chuyển động. chính nhờ electron tự do này mà các phân tử nối kết được với nhau. Liên kết phân tử rất dễ bị phá vỡ bởi tác dụng của lực cơ học và nhiệt độ

About these ads

Gửi phản hồi

Mời bạn điền thông tin vào ô dưới đây hoặc kích vào một biểu tượng để đăng nhập:

WordPress.com Logo

Bạn đang bình luận bằng tài khoản WordPress.com Log Out / Thay đổi )

Twitter picture

Bạn đang bình luận bằng tài khoản Twitter Log Out / Thay đổi )

Facebook photo

Bạn đang bình luận bằng tài khoản Facebook Log Out / Thay đổi )

Google+ photo

Bạn đang bình luận bằng tài khoản Google+ Log Out / Thay đổi )

Connecting to %s

Theo dõi

Get every new post delivered to your Inbox.

%d bloggers like this: