Bài giảng môn Hóa đại cương

Chương II. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn: 1. Nguyên tắc sắp xếp: Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử + các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp vào 1 hàng + các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột (electron hoá trị là e có khả năng tham gia hình thành liên kết hoá học. Chúng thờng nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó cha bão hoà.) Nhận xột: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cựng (s + p) bằng chỉ số nhúm. Số lớp electron bằng chỉ số chu kỳ. a. Ô nguyên tố. STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron b. Chu kì ? Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron được sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần ? Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử ? Chu kì nào cũng bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ chu kì 1 và chu kỡ 7 là đặc biệt) Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì. Các chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ. Mỗi chu kì gồm 8 nguyên tố (trừ chu kì 1 có 2 nguyên tố.) Các chu kì 4,5,6,7 là chu kì lớn. Chu kì 4,5 có 18 nguyên tố; chu kì 6 có 32 nguyên tố; chu kì 7 cha đầy đủ. c. Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố gồm các nguyên tố có cấu hình electron nguyên tử lớp ngoài cùng tơng tự nhau ? có tính chất hóa học gần giống nhau được xếp trong một cột. Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A(đánh số từ IA?VIIIA) và 8 nhóm B (đánh số từ IIIB? VIIIB; IB?IIB). Mỗi nhóm là 1 cột. Riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. STT của nhóm A = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm Chú ý: Nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p

pdf68 trang | Chia sẻ: thanhle95 | Lượt xem: 325 | Lượt tải: 0download
Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Bài giảng môn Hóa đại cương, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
BỘ CễNG THƯƠNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG CễNG NGHIỆP & XÂY DỰNG  BÀI GIẢNG MễN HỌC HểA ĐẠI CƯƠNG Dựng cho hệ Cao đẳng chuyờn nghiệp (Lưu hành nội bộ) Người biờn soạn: Phạm Thị Thanh Ụng Bớ, năm 2010 1Phần I: CẤU TẠO NGUYấN TỬ Chương I: CẤU TẠO NGUYấN TỬ I. Thành phần cấu tạo của nguyờn tử 1. Cỏc hạt cơ bản tạo nờn nguyờn tử: proton (p), nơtron (n) và electron (e) 2. Cấu tạo nguyờn tử: Nguyên tử gồm: vỏ nguyên tử gồm các e me= 1,67.10-27 = 0,00055u q e=1- (đvđt) proton   1 1 p p q um Hạt nhân nguyên tử Nơtron 0 1   n n q um Chỳ ý: 1u = 1,67.10-27 kg 1đvđt = 1,602.10-19C 3. Điện tích hạt nhân và Số khối : * ĐTHN = Z+ * Số đơn vị ĐTHN = Số proton = số electron = Z * Số khối (A): Số khối là tổng số hạt proton(Z) và nơtron (N) của hạt nhân nguyên tử đó. A = Z + N - Chú ý: * Số đơn vị điện tích hạt nhân Z và số khối A đặc trưng cho nguyên tử. Dựa vào số khối A và số Đơn vị ĐTHN, ta biết được cấu tạo nguyên tử. * Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z≤ 82 (trừ H) thì có tỉ số: 1 ≤ N/Z ≤ 1,52. * Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z ≥ 82 thì có tỉ số: 1 ≤ N / Z ≤ 1,25. 4. Biểu thị nguyờn tử: A: số khối; Z: số proton II. Khảo sỏt lớp vỏ nguyờn tử (Thuyết cấu tạo nguyờn tử hiện đại theo cơ học lượng tử ) 1. Cỏc luận điểm cơ bản của cơ học lượng tử 1.1. Tớnh chất súng hạt của cỏc hạt vi mụ (thuyết De Broglie) h : là hằng số Planck bằng 6,62.10-27 erg.s = 6,62.10-34 J.s m: khối lượng của vật (kg) v: vận tốc chuyển động của vật(m/s) 2Tiên đề Đơ Brơi: “Vi hạt được mô tả bởi tính chất hạt thì cũng được mô tả bằng tính chất sóng” Nếu vật có khối lượng nhỏ (vi mô) không thể bỏ qua tính chất sóng của chúng. Nếu vật có khối lượng lớn (vĩ mô) thì bước sóng rất nhỏ có thể bỏ qua tính chất sóng. Ví dụ: a. Một e có khối lượng m = 9,1.10-31(kg) chuyển động với vận tốc v = 106 (m/s) b. Một xe tải có khối lượng m=103kg chuyển động với vận tốc v = 10(km/h) . Tính  cho e và cho xe tải? Giải Với e: )(10.28,710.10.1,9 10.625,6 . 10 631 34 mVm h e     Với kích cỡ nguyên tử là 1Ao thì =7,3A0 là quan trọng. Với xe tải: 0283853 34 10.4,2)(10.4,23600/10.10 10.625,6 . AmVm h    xe tải có thể bỏ qua tính chất sóng vì  quá nhỏ. 1.2. Nguyờn lý bất định Heisenberg Nội dung: Không thể xác định đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc của hạt vi mô, do đó không thể vẽ hoàn toàn chính xác quỹ đạo chuyển động của hạt vi mô. Hệ thức bất định: m hXVx .2.  Trong đó: Vx: độ bất định tọa độ; X: độ bất định về vận tốc Theo đó việc xác định tọa độ càng chính xác (X càng nhỏ) thì đo vận tốc càng kém chính xác (Vx càng lớn) và ngược lại. 2. Hàm súng Trạng thỏi của một hệ vĩ mụ sẽ hoàn toàn được xỏc định nếu biết quĩ đạo và tốc độ chuyển động của nú. Trong khi đú đối với những hệ vi mụ như electron, do bản chất súng - hạt và nguyờn lớ bất định, khụng thể vẽ được cỏc quĩ đạo chuyển động của chỳng trong nguyờn tử. Thay cho cỏc quĩ đạo, cơ học lượng tử mụ tả mỗi trạng thỏi của electron trong nguyờn tử bằng một hàm số gọi là hàm súng, kớ hiệu làψ (pơxi). Bỡnh phương của hàm súngψ2 cú ý nghĩa vật lớ rất quan trọng: ψ2 biểu thị xỏc suất cú mặt của electron tại một điểm nhất định trong vựng khụng gian quanh hạt nhõn nguyờn tử. Hàm súngψ nhận được khi giải phương trỡnh súng đối với nguyờn tử. + Hàm sóng được tìm thấy từ việc giải phương trình súng Schrodinger. + Bản thân hàm sóng không có ý nghĩa vật lí gì nhưng bình phương của nó:   2 dv cho biết xác suất phát hiện e trong thể tích dv.   2 xác định mật độ xác suất hay xác suất tìm thấy e tại 1 điểm trong không gian. 3* Phương trỡnh súng Schrodinger 3. Obitan nguyờn tử. Mõy electron Cỏc hàm súng ψ1, ψ2, ψ3... - nghiệm của phương trỡnh súng, được gọi là cỏc obitan nguyờn tử (viết tắt là AO) và kớ hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p... 3d... Trong đú cỏc con số dựng để chỉ lớp obitan, cũn cỏc chữ s, p, d dựng để chỉ cỏc phõn lớp. Vớ dụ: 2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phõn lớp s 2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phõn lớp p 3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phõn lớp d Như vậy: Obitan nguyờn tử là những hàm súng mụ tả trạng thỏi khỏc nhau của electron trong nguyờn tử. Nếu biểu diễn sự phụ thuộc của hàm ψ2 theo khoảng cỏch r, ta được đường cong phõn bố xỏc suất cú mặt của electron ở trạng thỏi cơ bản. Vớ dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản nhấtψ1 (1s) mụ tả trạng thỏi cơ bản của electron (trạng thỏi e cú năng lượng thấp nhất) trong nguyờn tử H, ta cú hỡnh 3. Hỡnh 3 Xỏc suất cú mặt của electron ở gần hạt nhõn rất lớn và nú giảm dần khi càng xa hạt nhõn. Một cỏch hỡnh ảnh, người ta cú thể biểu diễn sự phõn bố xỏc suất cú mặt electron trong nguyờn tử bằng những dấu chấm. Mật độ của cỏc chấm sẽ lớn ở gần hạt nhõn và thưa dần khi càng xa hạt nhõn. Khi đú obitan nguyờn tử giống như một đỏm mõy, vỡ vậy gọi là mõy electron. Để dễ hỡnh dung, người ta thường coi: Mõy electron là vựng khụng gian chung quanh hạt nhõn, trong đú tập trung phần lớn xỏc suất cú mặt electron (khoảng 90 - 95% xỏc suất). Như vậy, mõy electron cú thể coi là hỡnh ảnh khụng gian của obitan nguyờn tử. 4. Hỡnh dạng của cỏc mõy electron Nếu biểu diễn cỏc hàm súng (cỏc AO) trong khụng gian, ta được hỡnh dạng của cỏc obitan hay cỏc mõy electron (hỡnh 4). 4Mõy s cú dạng hỡnh cầu. Cỏc mõy p cú hỡnh số 8 nổi hướng theo 3 trục tọa độ Ox, Oy, Oz được kớ hiệu là px, py, 5. Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thỏi của electron trong nguyờn tử Người ta gọi các hàm sóng là các obitan( khu vực bao xung quah hạt nhân tại đó sự có mặt của các electron là lớn nhất). Khi tồn tại trong không gian 3 chiều, electron có 3 bậc tự do.Trong phép giảI hàm sóng điều này làm xuất hiện 3 trị số nguyên, đó là các số lượng tử 5.1. Số lượng tử chớnh n ( lớp electron hay năng lượng electron) - Giá trị: n=1,2,, (nguyên dương) n 1 2 3 4 Lớp K L M N ... Chu kỳ 1 2 3 4 Số lượng tử chính cho biết: + số lớp e trong nguyên tử + Kích thước mây electron ( n càng lớn, kích thước mây e càng lớn  mật độ mây e càng loãng) + Mức năng lượng trung bình của các electron trong cùng một lớp đối với nguyên tử nhiều electron: )(.6,13 2 2' eVn zEC  + Mức năng lượng của nguyên tử H và ion có 1 electron )(.6,13 2 2 eVn zEC  Trong đó: Z’ = Z - A; Z’: Điện tích hạt nhân hiệu dụng đối với e đang xét. A: Hệ số chắn 5.2. Số lượng tử phụ l (phõn lớp electron, hỡnh dạng obitan ) Số lượng tử phụ nhận các giá trị l = 0 n-1.Mỗi giỏ trị của số lượng tử phụ ứng với một kiểu obitan. l 0 1 2 3 Phõn lớp s p d f Số lượng tử phụ cho biết: 5+ Đặc điểm phân lớp electron của lớp đó + Phân mức năng lượng trong lớp. (Thứ tự mức năng lượng trong một lớp tăng từ ns np nd nf) + Hình dạng mây electron (hỡnh 4) Mây electron s có dạng hình cầu Mây electron p có dạng hình số 8 nổi Mây electron d,f có dạng phức tạp hơn. Hỡnh 4 5.3. Số lượng tử từ ml (electron thuộc obitan nào, hướng của obitan ) Số lượng tử từ ml phụ thuộc vào số lượng tử phụ: nhận giỏ trị (-l  0 +l ) (nguyên). Mỗi giá trị của số lượng tử từ tương ứng với 1 obitan nguyên tử Ví dụ: l = 0 ---> ml = ( 0) ---> cú 1AOs l = 1 ---> ml = ( -1; 0; +1) ---> cú 3 AOp l = 2 ---> ml = (-2; -1; 0; +1;+2) ---> cú 5 AOd l = 3 ---> ml = (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) ---> cú 7 AOf 5.4. Số lượng tử spin ms (chiều tự quay của e):Để mụ tả đầy đủ trạng thỏi của electron trong nguyờn tử cần xột thờm số lượng tử spin đặc trưng cho chuyển động riờng của electron. ms nhận hai giỏ trị +1/2 và –1/2. Trong AO cỏc electron được biểu diễn bằng 2 mũi tờn ngược chiều nhau  6. Qui luật phõn bố cỏc electron trong nguyờn tử Trong nguyờn tử nhiều electron, cỏc electron được phõn bố vào cỏc AO tuõn theo một số nguyờn lớ và qui luật như sau: 6.1. Nguyờn lớ ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ) Trong một nguyên tử không thể có 2e cùng có 4 số lượng tử giống nhau. Các e trong một ô lượng tử có 3 số lượng tử giống nhau  Theo nguyờn lớ này, trong mỗi AO chỉ cú tối đa hai electron cú chiều tự quay (spin) khỏc nhau là +1/2 và -1/2. Vớ dụ: Ở lớp K (n=1)  l = O  ml = O  ms = +1/2 và ms = -1/2. Vậy lớp K cú nhiều nhất 2 electron: E1: l = O  ml = O  ms = +1/2 E2: l = O  ml = O  ms = -1/2 Như vậy: Phõn mức s p d f Số AO 1 3 5 7 Số e tối đa 2 6 10 14 66.2. Nguyờn lớ vững bền. Cấu hỡnh electron của nguyờn tử Trong nguyờn tử, cỏc electron chiếm lần lượt cỏc obitan cú năng lượng từ thấp đến cao. Bằng phương phỏp quang phổ nghiệm và tớnh toỏn lớ thuyết, người ta đó xỏc định được thứ tự tăng dần năng lượng của cỏc AO theo dóy sau đõy: 1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p... Dựa vào nguyờn lớ ngăn cấm và nguyờn lớ vững bền, người ta cú thể biểu diễn nguyờn tử của một nguyờn tố bằng cấu hỡnh electron. Để cú cấu hỡnh electron của một nguyờn tố, trước hết ta điền dần cỏc electron vào bậc thang năng lượng của cỏc AO. Sau đú sắp xếp lại theo từng lớp AO. Vớ dụ: Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Chỳ ý: Cú một số ngoại lệ Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cấu hỡnh 3d10 4s1 (trạng thỏi vội bóo hũa) bền hơn cấu hỡnh 3d9 4s2 Cấu hỡnh 3d5 4s1 (trạng thỏi vội nửa bóo hũa) bền hơn cấu hỡnh 3d4 4s2 6.3. Qui tắc Hun (Hund - Đức). Cấu hỡnh electron dạng ụ lượng tử Ngoài cỏch biểu diễn cỏc AO dưới dạng cụng thức như trờn, người ta cũn biểu diễn mỗi AO bằng một ụ vuụng gọi là ụ lượng tử. Cỏc AO của cựng một phõn mức được biểu diễn bằng những ụ vuụng liền nhau. Trong mỗi ụ lượng tử (mỗi AO) chỉ cú thể cú 2 electron cú spin ngược nhau được biểu diễn bằng 2 mũi tờn ngược nhau↓↑. Trờn cơ sở thực nghiệm, Hun đó đưa ra một qui tắc phõn bố cỏc electron vào cỏc ụ lượng tử như sau: Trong một phõn mức, cỏc electron cú xu hướng phõn bố đều vào cỏc ụ lượng tử sao cho số electron độc thõn là lớn nhất. Vớ dụ: 3s 3p 3d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Thụng thường chỉ cần viết cấu hỡnh electron đối với cỏc phõn mức ở lớp ngoài cựng và phõn mức d hoặc f ở lớp sỏt ngoài cựng mà chưa bóo hũa. Cần lưu ý rằng cấu hỡnh núi trờn là đối với cỏc nguyờn tử ở trạng thỏi cơ bản. Khi bị kớch thớch electron cú thể nhảy lờn những phõn mức cao hơn trong cựng một mức. Ví dụ: 6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     Như vậy ở trạng thỏi cơ bản C cú hai electron độc thõn, cũn ở trạng thỏi kớch thớch nú cú bốn electron độc thõn. Chớnh cỏc electron độc thõn này là cỏc electron húa trị. 7----------------------------------------------------------- Chương II. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn: 1. Nguyờn tắc sắp xếp: Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử + các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp vào 1 hàng + các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột (electron hoá trị là e có khả năng tham gia hình thành liên kết hoá học. Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hoà.) Nhận xột: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cựng (s + p) bằng chỉ số nhúm. Số lớp electron bằng chỉ số chu kỡ. a. Ô nguyên tố. STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron b. Chu kì  Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron được sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần  Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử  Chu kì nào cũng bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ chu kì 1 và chu kỡ 7 là đặc biệt) Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì. Các chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ. Mỗi chu kì gồm 8 nguyên tố (trừ chu kì 1 có 2 nguyên tố.) Các chu kì 4,5,6,7 là chu kì lớn. Chu kì 4,5 có 18 nguyên tố; chu kì 6 có 32 nguyên tố; chu kì 7 chưa đầy đủ. c. Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố gồm các nguyên tố có cấu hình electron nguyên tử lớp ngoài cùng tương tự nhau  có tính chất hóa học gần giống nhau được xếp trong một cột. Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A(đánh số từ IAVIIIA) và 8 nhóm B (đánh số từ IIIB VIIIB; IBIIB). Mỗi nhóm là 1 cột. Riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. STT của nhóm A = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm Chú ý: Nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p . Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Cờu hình e ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. 8Nhóm IB IIB IIIB IVB Cấu hình e ns1(n-1)d10 ns2(n-1)d10 ns2(n-1)d1 ns2 (n-1)d2 Nhóm VB VIB VIIB VIIIB Cấu hình e ns2 (n-1)d3 ns2 (n-1)d4 ns2 (n-1)d5 ns2 (n-1)d6 H được xếp vào cột 1(vì có 1 electron ngoài cùng); He được xếp vào cột thứ 18 cùng với các khí hiếm khác. II. Định luật tuần hoàn Tớnh chất cỏc đơn chất cũng như tớnh chất và cỏc dạng cỏc hợp chất của những nguyờn tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tớch hạt nhõn nguyờn tử cỏc nguyờn tố. III. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tớnh chất của nguyờn tử 1. Bỏn kớnh nguyờn tử: Là khoảng cách từ nhân đến lớp electron ngoài cùng trong nguyên tử Trong chu kỳ, bỏn kớnh nguyờn tử giảm dần theo chiều tăng Z (từ trỏi phải) Trong nhúm, bỏn kớnh nguyờn tử tăng dần theo chiều tăng Z (từ trờn xuống) 2. Năng lượng ion húa : Là năng lượng cần tiêu thụ để tách một electron ra khỏi nguyên tử.(đơn vị là eV.1eV = 1,6.10-19J). M + I1  M+ + e I1< I2< I3 Năng lượng ion húa dùng để đo tính kim loại của nguyên tố. Nguyên tử có năng lượng ion hóa càng nhỏ thì càng dễ nhượng electron hay có tính kim loại càng mạnh. Trong chu kỳ, từ trỏi phải I1 giảm dần. Hay trong chu kỳ nguyên tố kim loại kiềm có năng lượng ion hóa thấp nhất, nguyên tố khí trơ kết thúc mỗi chu kì có I1 lớn nhất. Trong phõn nhúm chớnh: từ trờn xuống I1 giảmTrong phõn nhúm phụ: từ trờn xuống I1 tăng Ví dụ: 3. Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử. Sự tuần hoàn thứ cấp a. Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử Trong nguyên tử có nhiều electron, ngoài lực hút của hạt nhân đối với các electron còn có lực đẩy giữa các electron.Khi đó người ta nói các electron chắn lẫn nhau. Như vậy trong mỗi nguyên tử mỗi electron đều bị chắn bởi các electron còn lại và chính nó lại chắn các electron khác. electron càng ở xa hạt nhân thì bị chắn càng nhiều và tác dụng chắn của nó đối với các electron càng ít. Các electron ở các phân lớp khác nhau thì mức độ chắn cũng khác nhau. Các electron trong cùng một lớp chắn nhau kém, trong cùng một phân lớp chắn nhau Nguyên tố Li Na K Rb Cs I1 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 9còn kém hơn. Mức độ chắn ở các phân lớp tăng lần lượt từ s, p, d, fĐặc biệt các electron trong cùng một phân lớp đầy một nửa số electron chắn nhau kém nhất. b. Sự tuần hoàn thứ cấp: Là sự biến thiên không đều đặn tính chất các nguyên tố và hợp chất của chúng . * Trong một chu kì từ trái sang phải, I1 tăng dần nhưng sự tăng đó không đều đặnvà có vài cực đại nhỏ của I1. Hiện tượng này gọi là sự tuần hoàn nội tại của I1.VD: ở chu kì 2 có 2 cực đại nhỏ là Be và N. ở chu kì 3 có 2 cực đại nhỏ là Mg và P. Giải thích : ở Be và Mg (nhóm IIA) có phân lớp electron ngoài cùng là ns2 bão hòa electron, do đó nguyên tử sau là B và Al được điền vào np: 2e ghép đôi nên chắn rất mạnh, làm cho electron np liên kết với nhân ít chặt chẽ hơn so với các electron ns I1 giảm từ Be đến B và từ Mg đến Al. * Trong một phân nhóm chính theo chiều từ trên xuống dưới do sự co bán kính nguyên tử gây ra bởi sự xếp electron vào các lớp d và f ở bên trong và do tác dụng chắn của các electron này I1 giảmVớ dụ: Trong nhóm IVA: rC < rSi  IC < ISi  I1 tăng rSi > rGe  ISi > IGe  I giảm ( do xuất hiện phân lớp (n-1) d) rGe IGe Hay nhóm VA, N và P đều có 3e độc thân ở np3 ( nửa bão hòa): 2 nguyên tử sau nó là O và S ở 1 AO 2p có 2e ghép đôi nên đẩy nhau mạnh hơn so với electron chiếm 1 AO: Như vậy việc tách 1e ở O, S dễ dàng hơn so với việc tách 1e ở N, P làm cho I1 giảm từ N O và từ P S 3. Aớ lực với electron nguyên tử (E) Là năng lượng tỏa ra hay thu vào khi một nguyên tử trung hòa ở trạng thái tự do thu thêm một electron được đo băng eV hoặc kcal/mol: X + 1e = X + E Giá trị của E càng âm thì ỏi lực với electron của nguyên tử càng mạnh.Những nguyên tử nhóm VIIA có ỏi lực với electron mạnh nhất. Những nguyên tử có phân lớp electron ngoài cùng là ns2 hoặc np6 hoặc np3 có ỏi lực với electron yếu nhất (do trạng thái bão hòa – nửa bão hòa electron nên khả năng kết hợp thêm electron kém) 4. Độ õm điện Là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp electron về phía mình của nguyên tử các nguyên tố hóa học. Độ âm điện càng lớn khả năng hút electron càng mạnh.       10 Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức 2 EI  Độ âm điện dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét hiệu ứng dịch chuyển e trong phân tử: Khi hình thành mối liên kết hóa học giữa hai nguyên tử, electron hóa trị chuyển từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ sang phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Gọi hiệu số độ âm điện của liên kết A-B là χA-B. Thực nghiệm chứng tỏ rằng: χA-B ≥ 1,7: liên kết ion. 0 ≤ χA-B ≤ 1,7: liên kết cộng hóa trị Trong một chu kỳ theo chiều tăng dần điện tớch hạt nhõn, độ õm điện tăng. Trong một phõn nhúm khi đi từ trờn xuống dưới, độ õm điện giảm. 5. Húa trị cao nhất với oxi và thấp nhất với hidro (RxOy; RHx): Trong 1 chu kì đi từ trái sang phải hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng lần lượt từ 17; còn hoá trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro giảm từ 41. * Hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi = STT nhóm A * Hoá trị của phi kim trong hợp chất với hiđro ( x) = 8- STT nhóm A * Mức oxi hóa ( hay số oxi hóa) được xác định do sự di chuyển e hóa trị từ nguyên tử này đến nguyên tử khác. Nguyên tử bị mất e hóa trị để trở thành ion dương thì có số oxi hóa dương: Mức oxi hóa dương = số e tách ra khỏi nguyên tử Nguyên tử bị thu e hóa trị để trở thành ion âm thì có số oxi hóa âm. Mức oxi hóa âm = số e thu vào nguyên tử Một nguyên tử có thể có nhiều số oxi hóa: * Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = STT nhóm ( trừ nguyên tố nhóm VIIIB, họ Lantanit, họ Actinit, nguyên tố nhóm IB, oxi, Flo, các khí hiếm). * Số oxi hóa âm hầu như chỉ có ở các phi kim Số oxi hóa âm nhỏ nhất của các nguyên tố = STT nhóm- 8 VD: S ở nhóm VIA nên Số oxi hóa dương cao nhất của S =+ 6 Số oxi hóa âm nhỏ nhất của S = 6- 8 = -2. 6. Tính kim loại, tính phi kim Tính kim loại là tính chất của 1 nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất e để trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất e thì tính kim loại của nó càng mạnh. Tính phi kim là tính chất của 1 nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu e để trở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu e thì tính phi kim của nguyên tố càng mạnh. a. Sự biến đổi tính chất trong 1 chu kì. Trong 1 chu kì theo chiều tăng của Z tính kim loại của nguyên tố yếu dần đồng thời tính phi kim tăng dần. 11 Nguyên nhân: Trong cùng chu kì số lớp e bằng nhau.Khi điện tích hạt nhân tăng dần  lực hút giữa hạt nhân và lớp vỏ tăng  BKNT giảm  khả năng nhường e giảm, khả năng nhận e tăng Tính kim loại giảm, tính phi kim tăng. b. Sự biến đổi tính chất trong 1 nhóm A. Trong 1 nhóm A theo chiều tăng của Z, tính kim loại của nguyên tố tăng dần đồng thời tính phi kim yếu dần. Nguyên nhân: Trong cùng nhómA từ trên xuống dưới số lớp e tăng dần BKNT tăng  lực hút giữa hạt nhân và lớp vỏ giảm  khả năng nhường e tăng, khả năng nhận e giảm Tính kim loại tăng, tính phi kim giảm. Chú ý: Trong một phõn nhúm phụ từ trờn xuống tớnh kim loại khụng tăng hoặc giảm chỳt ớt. Chương III: LIấN KẾT HểA HỌC và cấu tạo phân tử I. Mục đích của sự hình thành liên kết Có thể hiểu 1 cách đơn giản liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử hay tinh thể. Khi tạo thành liên kết hoá học các nguyên tử luôn có xu hướng đạt tới cấu hình bền vững của khí hiếm với 8e lớp ngoài cùng (Trừ He có 2e lớp ngoài cùng). Có 2 loại liên kết hoá học phổ biến giữa các nguyên tử: liên kết ion và l