1

MỤC LỤC

PHẦN MỞ ĐẦU .......................................................................................................... 3

PHẦN NỘI DUNG ...................................................................................................... 4

CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN ............................................................................... 4

1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử: ...................................... 4

1.1.1. Thành phần nguyên tử: ............................................................................. 4

1.1.2. Thuyết lượng tử Planck: ........................................................................... 5

1.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron: ............................................................ 5

1.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron: ............................................. 8

1.2.1. Hàm sóng: ................................................................................................ 8

1.2.2. Phương trình sóng Schrodinger: ............................................................... 9

1.2.3. Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger: ......................................... 10

1.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa: .................................................................... 11

1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử: .................................. 14

1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO):..................................................... 14

1.3.2. Hình dạng các electron: .......................................................................... 16

1.4. Nguyên tử nhiều electron: ......................................................................... 17

1.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử: .............................................. 17

1.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski: .................. 18

1.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron

của nguyên tử: ............................................................................................................ 19

1.4.4. Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater):........................ 23

2

1.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị: ....................................................... 24

1.5.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử: ................................................................... 25

1.5.2. Đồng vị: ................................................................................................. 25

1.6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: ............................................... 26

1.6.1. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26

1.6.2. Cấu hình electron các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn: .................... 28

1.6.3. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố: .................. 31

Câu hỏi và bài tập ............................................................................................ 37

CHƯƠNG 2: KIẾN THỨC CẤU TẠO NGUYÊN TỬ TRONG CHƯƠNG TRÌNH

HÓA HỌC PHỔ THÔNG ...................................................................................... 39

2.1. Cấu tạo nguyên tử: .................................................................................... 39

2.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn: ................. 40

Bài tập ............................................................................................................. 41

KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ .................................................................................... 46

1. Kết luận: .......................................................................................................... 46

2. Kiến nghị: ........................................................................................................ 46

Tài liệu tham khảo ...................................................................................................... 47

3

PHẦN MỞ ĐẦU

Hóa lí là một trong những ngành của hóa học. Hóa lí có kiến thức rất rộng, đi suốt

trong hóa học phổ thông, và suốt chặng đường học hóa học. Hiểu được hóa lí thì việc

học các ngành khác của hóa học dễ hơn.

Xu hướng giáo dục ngày nay là “dạy học lấy học sinh làm trung tâm” thì vai trò chủ

động, tích cực, sáng tạo của học sinh được phát huy còn vai trò của giáo viên không hề

bị hạ thấp mà trái lại có yêu cầu cao hơn nhiều, giáo viên đóng vai trò tổ chức và điều

khiển học sinh chiếm lĩnh tri thức, tự hoạt động tìm tòi để lĩnh hội kiến thức mới. Do

đó đòi hỏi giáo viên phải có kiến thức vừa sâu, vừa rộng đặc biệt là cấu tạo nguyên tử

là một chương quan trọng trong hóa phổ thông. Nếu học sinh nắm được cấu tạo nguyên

tử thì việc học hóa rất dễ. Hiểu được cấu tạo nguyên tử là hiểu được tính chất cơ bản

của các chất, giải thích một số công hóa học,…

Xuất phát từ vấn đề trên tôi chọn đề tài “một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong

hóa học phổ thông”.

4

PHẦN NỘI DUNG

CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN

1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử:

1.1.1. Thành phần nguyên tử:

1.1.1.1. 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.

Khối lượng: mp = 1,6725.10-24 g

Điện tích (dương): qp = +1,602.10-19 C = +e0 hay 1+

Nơtron (kí hiệu n):

Khối lượng: mn = 1,67482.10-24 g

Điện tích (dương): qn = 0

Electron (kí hiệu e):

Khối lượng: me = 9,11.10-28 g

Điện tích (âm): qn = -1,602.10-19 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.

5

1.1.2. 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.

cE h h

E: lượng tử năng lượng

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

ν: tần số của bức xạ

λ: bước sóng bức xạ

c: tốc độ ánh sáng

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.

1.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron:

1.1.3.1. 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.

6

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

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:

- 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:

- 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.

7

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.

1.1.3.2. 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.

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).

1.1.3.3. 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.

8

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:

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.

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.

1.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron:

1.2.1. 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( , , )x y z 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:

9

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.

|ψ(x,y,z,t)|2 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:

Để xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ không gian phải bằng 1, gọi là

điều kiện chuẩn hoá của hàm sóng.

1.2.2. 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 trạng thái dừng:

10

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.

1.2.3. 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 nghiệm của phương trình hàm 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.

11

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.

1.2.4. 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.

1.2.4.1. Số lượng tử chính (n):

- Về trị số: nhận các giá trị nguyên dương: 1, 2, 3, ...

giá trị n càng lớn, lớp electron càng xa hạt nhân.

- Về ý nghĩa: xác định năng lượng của electron:

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.

12

- 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 …

1.2.4.2. Số lượng tử phụ l (số lượng tử obitan, 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 obital. 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.

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,...

13

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.

1.2.4.3. 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 ml.

- 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 ml có (2l + 1) giá trị.

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 obtan (AO)

- Về ý nghĩa: đặc trưng cho sự định hướng của orbital trong không gian chung quanh

hạt nhân.

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 hàm sóng

, , ln l m 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 obital trong không gian (theo ml).

14

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.

1.2.4.4. 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 với electron điền vào trước, ms = -1/2 biểu

thị bằng ↓ ứng với electron điền vào sau trong ô lượng tử.

1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử:

1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO):

Các hàm sóng 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 Ψ2 theo khoảng cách r, ta được đường cong

phân bố xác xuất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản.

15

Ví dụ 1: Khi biểu biễn hàm số đơn giản nhất ( Ψ1(1s) mô tả trạng thái cơ bản electron

trong nguyên tử H, ta có:

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.

Vậy lớp thức n có n2 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 n2 AO và chứa tối đa 2n2 electron.

16

1.3.2. 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:

1.3.2.1. 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.

1.3.2.2. AOp (xác định bởi l = 1; ml = -1, 0, +1 (Px, Py, Pz): 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.

17

1.3.2.3. AOd: (xác định bởi l = 2, m d l = -2, -1, 0, +1, +2)

Các AO d trừ dz2 đều được biểu thị bằng hình hoa thị 4 cánh.

1.4. Nguyên tử nhiều electron:

1.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử:

1.4.1.1. Lớp:

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

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, …

1.4.1.2. 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.

18

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.

1.4.1.3. Ô lượng tử hay obitan:

Các electron có 3 số lượng tử như nhau (n, l, ml) có trạng thái chuyển động obital

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

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

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

1.4.2. 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:

19

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:

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.

1.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron

của nguyên tử:

1.4.3.1. 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:

20

He (Z = 2): 1s2

Li ( Z = 3): 1s22s1

Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5

1.4.3.2. 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, ml 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.

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 n2 AO 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.

21

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).

1.4.3.3. 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).

S=∑ ms

Ví dụ: Nguyên tử N (z = 7) có cấu hình: 1s22s22p3

* 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.

1.4.3.4. 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:

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.

22

- 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): 1s22s22p4

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.

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: 1s22s22p63s23p64s23d6

Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d64s2

23

- 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:

(n-1)d9 ns2 sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d10 ns1 .

(n-1)d4 ns2 sẽ chuyển thành (n-1)d5ns1.

Ví dụ: Nguyên tử Cấu hình electron

Cr (z = 24) 1s22s22p63s23p63d54s1

Cu (z = 29) 1s22s22p63s23p63d104s1

1.4.4. 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:

24

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:

+ Những electron thuộc các nhóm AO nằm nằm phía ngoài (phía phải)

của AO cần xét không có hiệu ứng chắn (b’ = 0).

+ 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 AOs 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 AOd 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 lượng

ε gọi là năng lượng obitan, tính theo công thức:

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

Chú ý: Cần phân biệt En và : εnl

εnl: năng lượng 1 electron ở phân lớp nl.

En: năng lượng lớp electron

1.5. 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

nơtron. Trong các biến đổi hoá lý, nếu hạt nhân vẫn nguyên vẹn thì bản chất của

25

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.

1.5.1. 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.

1.5.2. Đồng vị:

1.5.2.1. 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:

1.5.2.2. 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):

- Sự phân huỷ β- (phóng ra hạt 01e ):

- Sự phân huỷ β+ (phóng ra hạt 01e )

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

26

1.5.2.3. 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:

1.5.2.4. 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.

1.6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học:

1.6.1. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học:

1.6.1.1. 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.

27

1.6.1.2. 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.

(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.

28

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 = 12) có cấu hình electron [Ne]3s2: thuộc nhóm IIA

1.6.2. Cấu hình electron các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn:

1.6.2.1. Nhóm A (phân nhóm chính):

Nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có những đặc điểm về cấu hình điện tử như

sau:

29

- 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.

1.6.2.2. 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: 1s22s22p63s23p64s23d1.

Z = 58: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2.

30

- 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.

Các trường hợp nói trên thường xảy ra khi phân lớp (n – 1)d gần nửa bão hoà hoặc

bão hoà. Vì các phân lớp nửa bão hoà hoặc bão 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: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d1ns2

- IVB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d2ns2.

- VB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d3ns2.

- VIB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d4ns2.

- VIIB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d5ns2.

- VIIIB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1 )d6,7,8ns2.

- IB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d10ns1.

- IIB: Phân lớp electron ngoài cùng (n -1)d10ns2.

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.

31

1.6.3. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố:

1.6.3.1. 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 IB) và 10 electron (ở nhóm IIB).

- Các nguyên tố f: cấu hình electron ngoài cùng và hệ ngoài giống nhau chỉ khác

nhau

ở phân lớp (n-2)f.

1.6.3.2. 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.

1.6.3.3. 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.

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.

32

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.

1.6.3.4. 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 → A-

Đa 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.

33

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,s2p6, s2p3 có ái lực với điện tử rất kém.

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

O(k,cb) + 2e → O2- (k,cb) ; AO = 657Kj.mol-1

* 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.

- 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).

34

- 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).

1.6.3.5. 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). B

- 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.

1.6.3.6. Hợp chất với hydro và oxi:

* Hợp chất với hydro

- Các kim loại nhóm IA, IIA tạo các ion hydrua H- (NaH, CaH2 …).

- Các nguyên tố phi kim thường tạo các hợp chất cộng hoá trị, trong đó hydro có

số oxi 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.

35

1.6.3.7. 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: 1s22s22p63s23p4

→ 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 1s22s22p63s23p5 (Z = 17)

n = 3 → thuộc chu kỳ 3.

Số electron ngoài cùng 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 1s22s22p63s23p63d54s2 (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.

36

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 oxi là

A2O và hiđroxit tương ứng là AOH.

37

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 Ψ và ý nghĩa vật lý của Ψ2

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).

38

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?

39

CHƯƠNG 2: KIẾN THỨC CẤU TẠO NGUYÊN TỬ TRONG CHƯƠNG TRÌNH

HÓA HỌC PHỔ THÔNG

2.1. Cấu tạo nguyên tử:

- Thành phần cấu tạo nguyên tử

- Hạt nhân nguyên tử

+ Độ hụt khối.

+ Năng lượng liên kết của hạt nhân.

+ Phản ứng hạt nhân.

+ Động học quá trình phân rã phóng xạ.

- Vỏ nguyên tử

+ Obitan nguyên tử.

+ Năng lượng electron.

+ Cấu hình electron nguyên tử và ion.

+ Ý nghĩa 4 số lượng tử.

+ Đặc điểm lớp electron ngoài cùng

- Sự chuyển động của e trong nguyên tử:

+ Mô hình hành tinh nguyên tử

+ Mô hình hiện đại về sự chuyển động của e trong nguyên tử, obitan nguyên tử

- Mức năng lượng obitan nguyên tử

- Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử

- Các nguyên lý và quy tắc phân bố e trong nguyên tử

+ Nguyên lý Pauli

+ Nguyên lý vững bền

+ Quy tắc Hund

- Cấu hình e nguyên tử

40

2.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn:

- Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

- Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình e nguyên tử của các nguyên tố hóa học (nhóm A,

nhóm B)

- Sự biến đổi một số đại lượng vật lý của các nguyên tố hóa học (bán kính nguyên

tử, năng lượng ion hóa, độ âm điện)

- Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim

- Định luật tuần hoàn

+ Sự biến thiên cấu hình electron nguyên tử

+ Một số đại lượng vật lí

+ Tính chất các nguyên tố

+ Thành phần và tính chất của các hợp chất.

41

Bài tập

Câu 1: Nguyên tử là phần tử nhỏ nhất của chất và

A. không mang điện. B. mang điện tích âm.

C. mang điện tích dương. D. có thể mang điện hoặc không

mang điện.

Câu 2: Nguyên tố hoá học là

A. những nguyên tử có cùng số khối. B. những nguyên tử có cùng điện tích

hạt nhân.

C. những nguyên tử có cùng số nơtron. D. những phân tử có cùng số proton.

Câu 3: Đồng vị là những

A. nguyên tố có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron.

B. nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron.

C. phân tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron.

D. chất có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron.

Câu 4: Một nguyên tử R có tổng số hạt mang điện và không mang điện là 34, trong đó

số hạt mang điện gấp 1,833 lần số hạt không mang điện. Cấu hình electron của R là

A. 1s22s22p63s2. B. 1s22s22p63s1. C. 1s22s22p63s23p1. D.

1s22s22p63s23p2.

Câu 5: Tổng số hạt proton, nơtron, electron trong 2 nguyên tử kim loại A và B là 142,

trong đó tổng số hạt mang điện nhiều hơn tổng số hạt không mang điện là 42. Số hạt

mang điện của nguyên tử B nhiều hơn của nguyên tử A là 12. A và B lần lượt là

A. Ca và Fe. B. Mg và Ca. C. Fe và Cu. D. Mg và Cu.

Câu 6: Tổng số hạt mang điện trong anion AB32– là 82. Số hạt mang điện của nguyên

tử A nhiều hơn của nguyên tử B là 16. Anion đó là

A. CO32-. B. SiO3

2-. C. SO32–. D. SeO3

2-.

42

Câu 7: Cation R+ có cấu hình e lớp ngoài cùng là 3p6. Câu hình electron đầy đủ của R

là

A. 1s22s22p63s23p6. B. 1s22s22p63s23p5. C. 1s22s22p63s23p64s1. D.

1s22s22p63s23p63d1.

Câu 8: Đồng vị của M thoả mãn điều kiện số proton: số nơtron = 13:15 là

A.55M. B. 56M. C. 57M. D. 58M.

Câu 9: Hợp chất X có công thức RAB3. Trong hạt nhân của R, A, B đều có số proton

bằng số nơtron. Tổng số proton trong 1 phân tử X là 50. Công thức phân tử của X là

A. CaCO3. B. CaSO3. C. MgCO3. D. MgSO3.

Câu 10: Cho biết sắt có số hiệu nguyên tử là 26. Cấu hình electron của ion Fe2+ là

A. 1s22s22p63s23p63d54s1. B.1s22s22p63s23p64s23d4.

C.1s22s22p63s23p63d6. D. 1s22s22p63s23p63d5.

Câu 11: Tổng số p, n, e trong nguyên tử của nguyên tố X là 10. Số khối của nguyên tố

X là

A. 3. B. 4 C. 6. D. 7.

Câu 12: Trong tự nhiên oxi có 3 đồng vị là 168O; 17

8O; 188O; cac bon có 2 đồng vị là

126C; 13

6C. Số phân tử CO2 có thể được tạo thành từ các đồng vị trên là

A. 6. B. 9 C. 12. D. 18.

Câu 13: Các ion Na+, Mg2+, O2-, F- đều có cấu hình electron là 1s22s22p6. Thứ tự giảm

dần bán kính của các ion trên là

A. Na+ > Mg2+ > F- > O2-. B. Mg2+ > Na+ > F- > O2-.

C. F- > Na+ > Mg2+ > O2-. D. O2-> F- > Na+ > Mg2+.

Câu 14: X và Y là 2 nguyên tố thuộc 2 chu kỳ kế tiếp nhau trong cùng 1 phân nhóm

chính của bảng HTTH. Tổng số proton trong hạt nhân nguyên tử của X và Y là 32. X

và Y là

A. O và S. B. C và Si. C. Mg và Ca. D. N và P.

43

Câu 15:Trong mỗi chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử thì bán

kính nguyên tử và độ âm điện tương ứng biến đổi là

A. tăng, giảm. B. tăng, tăng. C. giảm, tăng. D. giảm, giảm.

Câu 16: Tổng số hạt trong 1 nguyên tử của nguyên tố X là 40. Cấu hình e của X là

A. 1s22s22p63s2. B. 1s22s22p63s1. C. 1s22s23p63s23p1. D.

1s22s22p63s23p1.

Câu 17: Trong dãy: Mg – Al – Au – Na – K, tính kim loại của các nguyên tố

A. tăng dần. B. mới đầu tăng, sau đó giảm.

C. giảm dần. D. mới đầu giảm, sau đó tăng.

Câu 18: Trong dãy N – As – Te – Br – Cl, tính phi kim của các nguyên tố

A. tăng dần. B. mới đầu tăng, sau đó giảm.

C. giảm dần. D. mới đầu giảm, sau đó tăng.

Câu 19: Số proton, nơtron và electron trong nguyên tử của một đồng vị tự nhiên phổ

biến nhất của clo tương ứng là

A. 17, 18 và 17. B. 17, 19 và 17. C. 35, 10 và 17. D.

17, 20 và 17.

Câu 20: Anion X2- có cấu hình electron ngoài cùng là 3p6. Vị trí của X trong bảng

HTTH là

A. ô 18, chu kỳ 3, nhóm VIIIA. B. ô 16, chu kỳ 3, nhóm VIA.

C. ô 20, chu kỳ 4, nhóm IIA. D. ô 18, chu kỳ 4, nhóm VIA.

Câu 21: Lai hoá sp2 là sự tổ hợp tuyến tính giữa

A. 1 orbital s với 2 orbital p tạo thành 3 orbital lai hoá sp2.

B. 2 orbital s với 1 orbital p tạo thành 3 orbital lai hoá sp2.

C. 1 orbital s với 3 orbital p tạo thành 3 orbital lai hoá sp2.

D. 1 orbital s với 1 orbital p tạo thành 3 orbital lai hoá sp2.

Câu 22: Nguyên tử A trong phân tử AB2 có lai hoá sp2. Góc liên kết BAB có giá trị là

44

A. 90O. B. 120O. C. 109O28/. D. 180O.

Câu 23: X và Y là hai nguyên tố thuộc hai nhóm A kế tiếp nhau trong bảng HTTH, Y

ở nhóm V, ở trạng thái đơn chất X và Y phản ứng được với nhau. Tổng số proton trong

hạt nhân nguyên tử của A và B là 23. X và Y lần lượt là

A. O và P. B. S và N. C. Li và Ca. D. K và Be.

Câu 24: Các ion O2-, F- và Na+ có bán kính giảm dần theo thứ tự

A. F- > O2- > Na+. B. O2- > Na+ > F-.

C. Na+ >F- > O2-. D. O2- > F- > Na+.

Câu 25: Hợp chất A có công thức MXa trong đó M chiếm 140/3 % về khối lượng, X là

phi kim ở chu kỳ 3, trong hạt nhân của M có số proton ít hơn số nơtron là 4; trong hạt

nhân của X có số proton bằng số nơtron. Tổng số proton trong 1 phân tử A là 58. Cấu

hình electron ngoài cùng của M là.

A. 3s23p4. B. 3d64s2. C. 2s22p4. D. 3d104s1.

Câu 26: Nguyên tử của nguyên tố X có tổng số electron trong các phân lớp p là 7.

Nguyên tử của nguyên tố Y có tổng số hạt mang điện nhiều hơn tổng số hạt mang điện

của X là 8. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của Y là

A. 3s23p4. B. 3s23p5. C. 3s23p3. D. 2s22p4.

Câu 27: Hợp chất X có khối lượng phân tử là 76 và tạo bởi 2 nguyên tố A và B. A,B

có số oxihoá cao nhất là +a,+b và có số oxihoá âm là -x,-y; thoả mãn điều kiện: a=x,

b=3y. Biết rằng trong X thì A có số oxihóa là +a. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của

B và công thức phân tử của X tương ứng là

A. 2s22p4 và NiO. B. CS2 và 3s23p4. C. 3s23p4 và SO3. D. 3s23p4

và CS2.

Câu 28: Hợp chất Z được tạo bởi hai nguyên tố M và R có công thức MaRb trong đó R

chiếm 20/3 (%) về khối lượng. Biết rằng tổng số hạt proton trong phân tử Z bằng 84.

Công thức phân tử của Z là

A. Al2O3. B. Cu2O. C. AsCl3. D. Fe3C.

45

Câu 29: Nguyên tử của một nguyên tố X có tổng số hạt cơ bản là 82, trong đó số hạt

mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 22. Cấu hình electron ngoài cùng của

ion X2+ là

A. 3s23p6. B. 3d64s2. C. 3d6. D. 3d10.

Câu 30 (A-07): Dãy gồm các ion X+, Y- và nguyên tử Z đều có cấu hình electron

1s22s22p6 là

A. K+, Cl-, Ar. B. Li+, F-, Ne. C. Na+, F-, Ne. D. Na+, Cl-, Ar.

Câu 31 (B-07): Hợp chất ion XY (X là kim loại, Y là phi kim), số electron của cation

bằng số electron của anion và tổng số electron trong XY là 20. Biết trong mọi hợp chất,

Y chỉ có một mức oxi hoá duy nhất. Công thức XY là

A. LiF. B. NaF. C. AlN. D. MgO.

46

KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ

1. Kết luận:

Trên đây là toàn bộ nội dung đề tài “một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong hóa

học phổ thông” đã được hoàn thành, so với mục tiêu ban đầu đề ra thì đề tài đã thực

hiện được:

- Trình bày được cơ sở lý luận của đề tài

- Xác định được một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong hóa học phổ thông

2. Kiến nghị:

Thông qua nội dung đề tài tôi có một sô số ý kiến nhỏ như sau:

- Khi dạy nội dung cấu tạo nguyên tử giáo viên cần nghiên cứu, tìm hiểu kĩ để tìm

ra phương pháp giảng dạy thích hợp nhất nhằm giúp học sinh dễ dàng tiếp thu

kiến thức mới.

- Dành nhiều cho thời gian củng cố kiến thức thông qua bài tập trắc nghiệm khách

quan kết hợp tự luận.

47

Tài liệu tham khảo

1. Nguyễn Duy Ái. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa

học. NXB giáo dục 1977.

2. Nguyễn Đức Chuy. Hóa học đại cương. NXB giáo dục 1998.

3. Bộ giáo dục và đào tạo (nhiều tác giả). Sách giáo khoa hóa học lớp 10. NXB

giáo dục 2006-2008.

4. Các tài liệu khác có liên quan.