CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + hạt nhân nguyên tử + các electron chuyển động xung quanh hật nhân - Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân (vì khối luợng của electron quá nhỏ) - Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử bằng tổng số điện tích âm của lớp vỏ electron. Ví dụ: nguyên tố Heli có số thứ tự Z = 2 trong hệ thống tuần hoàn, như vậy hạt nhân nguyên tử Heli mang 2 đơn vị điện tích dương và có 2 electron chuyển động xung quanh Khối lượng electron = 9,109.10-28gam Điện tích electron =1,6.10-19coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích = 1-) 2.2.1. Hạt nhân nguyên tử Hạt nhân nguyên tử được hình thành từ hai loại hạt cơ bản: hạt proton, hạt nơtron và trung hòa điện. Proton và nơtron được gọi chung là các hạch tử (nucleon). Hạt Khối lượng (g) Điện tích (culong) Electron (e) 9.1 x 10-28 - 1.6 x 10-19 Proton (P) 1.673 x 10-24 + 1.6 x 10-19 Nơtron (N) 1.675 x 10-24 0 Điện tích của e là nhỏ nhất và được lấy làm đơn vị điện tích, ta nói e có điện tích -1, như vậy proton có điện tích +1. Nếu trong hạt nhân của một nguyên tử nào đó có Z proton thì điện tích hạt nhân là +Z và nguyên tử đó phải có Z electron quay xung quanh (vì nguyên tử trung hòa điện) Trong bảng HTTH, số thứ tự của nguyên tố chính là số điện tích của hạt nhân hay số proton của hạt nhân nguyên tử đó. Số khối (A) bằng tổng số proton và nơtron của một hạt nhân nguyên tử: A = Z + N. Vì cả proton và nơtron đều có khối lượng xấp xỉ 1 đvklnt và vì khối lượng của hạt electron rất nhỏ nên khối lượng hạt nhân nguyên tử còn có giá trị xấp xỉ khối lượng nguyên tử. Do vậy mà A được gọi là số khối. Số khối A = Z + N (Z : Số proton ; N : Số nơtron) Ký hiệu nguyên tử : VD : Clo () Số điện tích dương của hạt nhân đúng bằng số proton có trong hạt nhân (Z). Với mỗi nguyên tố, số lượng proton trong hạt nhân nguyên tử là cố định (bằng Z), song có thể khác nhau số nơtron: đó là hiện tượng đồng vị. Đồng vị là những dạng nguyên tử khác nhau của cùng một nguyên tố mà hạt nhân nguyên tử của chúng tuy có cùng số proton nhưng khác số nơtron (do đó khác số khối). Hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp các đồng vị. Sự tồn tại các đồng vị là nguyên nhân đầu tiên khiến cho khối lượng của các nguyên tố thường là những số thập phân. VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị (75,53%) và (24,47%) Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân » 2.2.2. 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. 2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô (electron, nguyên tử, phân tử) Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là: 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: v: tốc độ chuyển động của hạt h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10-27erg.s = 6,626.10-34J.s) 2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg - Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: Đối với hạt vi mô, không thể xác định chính xác đồng thời cả tốc độ, cả vị trí Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox Gọi x: độ bất định về vị trí vx: độ bất định về vận tốc x +x = 0 ⇒ vx →: +vx = 0 ⇒x→: Như vậy, theo hệ thức này thì việc xác định vị trí càng chính xác bao nhiêu thì việc xác định tốc độ càng kém chính xác bấy nhiêu và ngược lại. - 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 suất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó 2.3.3. Phương trình Schrodinger  Trong hệ vi mô (e), vì tính chất sóng, hạt và nguyên lý bất định nên chúng ta không thể vẽ được quỹ đạo chuyển động của chúng trong nguyên tử. Thay vào đó, đối với mỗi hạt e, cơ học lượng tử sử dụng một hàm sóng để mô tả. Trong đó dxdydz có một ý nghĩa quan trọng, đó là xác suất tìm thấy hạt tại một điểm nhất định trong vùng không gian quanh hạt nhân nguyên tử. Hàm sóng nhận được khi giải phương trình sóng đối với 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. Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac: x = rsincos y = rsinsin z = rcos Mỗi một hàm sóng được gọi là một obital nguyên tử (AO). Như vậy, AO là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của electron trong nguyên tử. Trạng thái electron trong nguyên tử được xác định bằng 4 số lượng tử: n, l, ml, ms. 2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử  Số lượng tử chính n. Nhận các giá trị nguyên dương, xác định năng lượng của electron. 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) Có thể nhận các giá trị nguyên từ 0 đến (n-1), nghĩa là tổng cộng có n giá trị. Số lượng tử l đặc trưng cho độ lớn của momen động lượng của electron. Người ta ký hiệu trạng thái electron ứng với các trị số khác nahu của l như sau n l Dạng orbitan 1 0 s 2 0 1 s p 3 0 1 2 s p d 4 0 1 2 3 s p d f Như vậy, 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. Số lượng tử từ ml  Có thể nhận các giá trị từ -l đến +l (kể cả giá trị 0). Như vậy ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml 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 l ml 1 0 (s) 0 có 1 đơn vị orbitan 2 0 (s) 1 (p) có 4 đơn vị orbitan 0 -1, 0, +1 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 -1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan -2, -1, 0, +1, +2 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 có16 đơn vị orbitan -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Số lượng tử spin ms (đơn giản gọi là spin) Thực nghiệm cho thấy electron còn có momen động lượng riêng không có liên hệ gì với chuyển động của nó xung quanh hạt nhân nguyên tử. Momen động lượng nội tại này chỉ có thể định hướng theo hai cách tương ứng với hai giá trị ms = ± ½ 2.3.5. 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” Hệ quả: 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=1 , l= 0 , ml= 0 , ms= +1/2 Electron thứ hai: n= 1 , l= 0, ml= 0 , ms= -1/2 + 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 phân lớp có tối đa (2l +1) trị số ml tức là (2l +1) obital nguyên tử, vì thế mỗi phân lớp có tối đa 2 x (2l +1) electron. Phân lớp s p d f Số electron tối đa 2 6 10 14 Lớp thứ n có n phân lớp ứng với các giá trị l từ 0 đến (n-1), mỗi phân lớp chứa tối đa 2 x (2l +1) electron. Vậy số electron tối đa trong lớp thứ n là 2n2 Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên Lớp 1 2 3 4 Số electron tối đa 2 8 18 32 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 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) Thứ tự năng lượng 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. + 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. 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) VD: C (Z=6) 1s22s22p2 Không xếp theo kiểu: Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd (cấu hình phân lớp nửa bão hòa) VD: + Cr (Z=24) Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2 Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1 +Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d104s1 Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn 2.4.1. Định luật tuần hoàn 2.2.1. Định luật hệ thống tuần hoàn Định luật tuần hoàn Mendeleev (Menddeeleeep -Nga)1869. Tính chất của các nguyên tố, thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử. Ngày nay, định luật tuần hoàn được phát biểu chính xác hơn bằng cách thay cụm từ khối lượng nguyên tử bằng cụm từ điện tích hạt nhân. Trên cơ sở định luật tuần hoàn, Mendeleev sắp xếp một cách có hệ thống các nguyên tố thành một bảng gồm những hàng và những cột gọi là bảng tuần hoàn (BTH). 2.4.2. Hệ thống tuần hoàn Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 112 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu kỳ và 8 nhóm: 2.4.2.1. 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. VD: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2 - 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 1: đặc biệt chỉ gồm 2 nguyên tố Hidro và Heli, do tính chất độc đáo của chu kỳ này nên nguyên tử Hidro vừa đóng vai trò là nguyên tử mở đầu chu kỳ là một kim loại, cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim. Chu kỳ 2 và 3: tính chất nguyên tố biến đổi đều đặn và liên tục. Chu kỳ lớn: Tính kim loại và phi kim của các nguyên tố biến đổi chậm hơn chu kỳ nhỏ 2.2.2..2. Nhóm: Trong hệ thống tuần hoàn, các nguyên tố có tính chất tương tự nhau tập hợp thành cột dọc, mỗi cột dọc gọi là một nhóm. Các nguyên tố thuộc các cột 1, 2 và các cột từ 13 đến 18 tạo thành 8 nhóm đánh số từ IA đến VIIIA (các nhóm chính). Mười cột còn lại tạo thành 8 nhóm B (nhóm phụ), các nhóm này được đánh số thứ tự từ IIIB đến VIIIB, sau đó là IB và IIB, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. Đối với 3 cột này, không chỉ các nguyên tố thuộc cùng một cột mà các nguyên tố thuộc cùng một hàng ngang cũng có tính chất tương tự nhau. Tóm lại: Bảng chính của HTTH gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ). Ở phía dưới ngoài bảng chính là 28 nguyên tố họ lantan và actini xếp thành 2 hàng. 2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử 2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử Bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết đơn cộng hóa trị. * Theo chu kỳ - Từ trái sang phải bán kính giảm dần. - Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ. VD: Chu kỳ II Nguyên tử Li Be B C N O F Bán kính, 1,52 1,13 0,88 0,77 0,7 0,66 0,64 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) VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV 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 * Theo nhóm - Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên. VD: 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 - 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. Phân nhóm phụ IVB Nguyên tử Bán kính () Ti 1,46 Zr 1,57 Hf 1,57 VD: 2.5.2. Năng lượng 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 X2+ -1e- →X3+: I3 Năng lượng ion hóa thứ ba Với I1<I2<I3….. ? Biến đổi + Theo chu kỳ Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần. . Số thứ tự nguyên tử Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol) + Phân nhóm chính Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm + Phân nhóm phụ Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ 2.5.3. Ái lực với electron: (E) ? Định nghĩa Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm. VD: H(k) + e = H- + 0,756eV ? Nhận xét - Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn. - Các nguyên tố Halogen: ns2np5 có ái lực electron lớn nhất. - Các nguyên tố có cấu hình: s2p6 hay p3 có E nhỏ thậm chí âm. 2.5.4. Độ âm điện () ? Định nghĩa Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học. VD: Phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía Clo. ⇒ Một phi kim mạnh có độ âm điện lớn (Halogen là lớn nhất) Một kim loại mạnh có độ âm điện nhỏ (Kim loại kiềm là nhỏ nhất) ? Biến đổi * Chu kỳ Độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải. Độ âm điện * Phân nhóm chính Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần. 2.5.5. Số oxi hóa * Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo ion có cấu hình bền (ns2np6 hay ns2 np6nd10) + Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương + Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm. ⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là bằng số nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8. ? Biến đổi Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm I) đến +7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ -4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII 2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim ? Định nghĩa Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương (cation). ⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Li (1s22s1) có tính kim loại mạnh hơn F (1s22s22p5) Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành ion âm (anion). ⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn. ? Biến đổi *Theo chu kỳ Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm cho khả năng nhường electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng nên tính phi kim tăng. * Theo nhóm Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường electron tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.