Bài tập hóa học đại cương phần dung dịch năm 2024

TÓM TẮT: Rút gọn thuộc tính là bài toán quan trọng trong bước tiền xử lý dữ liệu của quá trình khai phá dữ liệu và khám phá tri thức. Trong mấy năm gần đây, các nhà nghiên cứu đề xuất các phương pháp rút gọn thuộc tính trực tiếp trên bảng quyết định gốc theo tiếp cận tập thô mờ (Fuzzy Rough Set FRS) nhằm nâng cao độ chính xác mô hình phân lớp. Tuy nhiên, số lượng thuộc tính thu được theo tiếp cận FRS chưa tối ưu do ràng buộc giữa các đối tượng trong bảng quyết định chưa được xem xét đầy đủ. Trong bài báo này, chúng tôi đề xuất phương pháp rút gọn thuộc tính trực tiếp trên bảng quyết định gốc theo tiếp cận tập thô mờ trực cảm (Intuitionistic Fuzzy Rough Set IFRS) dựa trên các đề xuất mới về hàm thành viên và không thành viên. Kết quả thử nghiệm trên các bộ dữ liệu mẫu cho thấy, số lượng thuộc tính của tập rút gọn theo phương pháp đề xuất giảm đáng kể so với các phương pháp FRS và một số phương pháp IFRS khác.

Hiện nay, tại chùa Bảo Ninh Sùng Phúc (huyện Chiêm Hóa, Tuyên Quang) còn lưu giữ được tấm bia cổ duy nhất thuộc các tỉnh miền núi phía Bắc nước ta có niên đại từ thời nhà Lý. Nội dung văn bia chép về dòng họ Hà và những đóng góp của dòng họ này đối với vùng đất Vị Long nói riêng và đất nước nói chung ở thế kỷ XI - XII. Trong đó phải kể đến công lao to lớn của nhân vật lịch sử Hà Di Khánh.

Văn học Việt Nam nửa đầu thế kỉ XX được xem là giai đoạn “giao thời”, với sự đấu tranh giữa thơ Cũ và thơ Mới, giữa truyền thống và cách tân, tồn tại nhiều khuynh hướng, dòng phái khác nhau. Từ góc độ thể loại, không ít người cho đây là thời điểm thơ tự do thắng thế, thơ Đường luật nói chung bị xem là hết mùa, lỗi thời. Song vẫn còn đó một minh chứng hùng hồn cho sự hiện diện của thơ Nôm Đường luật Việt Nam ở nửa đầu thế kỉ XX, đó là Nôm Đường luật Phan Bội Châu. Bài viết trên cơ sở chỉ ra một vài đặc điểm về ngôn ngữ trong thơ Nôm Đường luật Phan Bội Châu thời kỳ ở Huế, từ đó cho thấy những đổi mới, cách tân của Phan Sào Nam trong việc sử dụng thể thơ truyền thống của dân tộc.

Preparing soft skills for students has been being a matter of great concern to both society and the education industry. Soft skills are an essential factor for the success and happiness of each individual. Many decades ago, the weakness of soft skills of Vietnamese students have been warned by educational organizations, businesses and domestic and foreign experts. Although knowledge that is considered as a necessary condition during the learning process; it is still not a sufficient condition for students who want to get a desired job. Nowadays, soft skills training activities are quite popular in almost universities and it is one of requirements for student’s graduation. However, these training activities are different in each university. In this study, from the practical experience in training soft skills of other universities, the authors recommend some basic solutions for integrating soft skills into main subjects in the specialized knowledge teaching process.

Malpera “Amida Kurd” (Swêd) bi Ezîz ê Cewo Mamoyan ra. Yên êzdî û êzdîtî. Li ser rêya hevhatin û yekîtîyê. Gotûbêj. Weşanên “Amida Kurd”, s. 2022. Ev berevoka gotûbêjên malpera “Amida Kurd” bi lêgerîner, nivîskar û rojnamegerê kurd Ezîz ê Cewo ra li ser mijara wan pirsgirêkan e, yên ku li ser rêya hevhatin û yekîtîya civaka netewî-ayînî ya kurdên êzdî dibin asteng. Mamosta Ezîz ê Cewo di nava goveka van gotûbêjan da bingehên wan pêvajoyên dîrokî ravedike, yên ku bûne sedemên bûyerên bobelatî û rojên reş û giran di jîyana êzdîyan da. Wisa jî pêvajoyên îroyîn û rê û rêbazên lêgerandin û berterefkirina wan pirsgirêkan tên govtûgokirin, ên ku hê jî di nava jîyana êzdîyan da rû didin… Ev weşana ji bo govekek a berfireh a xwendevanan hatye armanckirin.

  • 1. HOÏC QUOÁC GIA TP. HOÀ CHÍ MINH GIÁO TRÌNH HUỲNH NGUYỄN ANH TUẤN - NGUYỄN VINH TIẾN HOÀNG MINH HẢO - VÕ THỊ NGÀ - HỒ PHƯƠNG TRẦN THỊ NHUNG - ĐẶNG ĐÌNH KHÔI PHAN THỊ ANH ĐÀO - VÕ THỊ THU NHƯ BÀI TẬP HÓA ĐẠI CƯƠNG (Giáo trình dùng cho sinh viên các ngành Kỹ thuật)
  • 2. TUẤN, NGUYỄN VINH TIẾN, HOÀNG MINH HẢO, VÕ THỊ NGÀ, HỒ PHƯƠNG, TRẦN THỊ NHUNG, ĐẶNG ĐÌNH KHÔI, PHAN THỊ ANH ĐÀO, VÕ THỊ THU NHƯ GIÁO TRÌNH BÀITẬPHÓAĐẠICƯƠNG (Giáo trình dùng cho sinh viên các ngành Kỹ thuật) NHÀ XUẤT BẢN ĐẠI HỌC QUỐC GIA THÀNH PHỐ HỒ CHÍ MINH - 2023
  • 4. trình Bài tập Hóa đại cương được Bộ môn Công nghệ Hóa học biên soạn dựa trên chương trình chuẩn của môn học Hóa Đại cương đang được giảng dạy cho sinh viên các ngành Công nghệ Kỹ thuật tại Trường Đại học Sư phạm Kỹ thuật TP. Hồ Chí Minh. Mục đích xây dựng giáo trình này giúp sinh viên củng cố kiến thức lý thuyết, tiếp cận được phương pháp giải các bài tập có liên quan và tự rèn luyện. Giáo trình được chia thành 8 chương, trong mỗi chương có 3 phần, bao gồm: tóm tắt lý thuyết, bài tập có lời giải và bài tập trắc nghiệm không lời giải. Nhóm tác giả hi vọng quyển giáo trình giúp định hướng phương pháp dạy và học môn học Hóa Đại cương cho giảng viên và sinh viên Trường Đại học Sư phạm Kỹ thuật TP. Hồ Chí Minh. Bên cạnh đó, nhóm tác giả cũng mong muốn đóng góp thêm một tài liệu học tập dành cho sinh viên các ngành Kỹ thuật nói chung. Xin chân thành cám ơn các đồng nghiệp tại Bộ môn Công nghệ Hóa học, Khoa Công nghệ Hóa học – Thực phẩm, Trường Đại học Sư phạm Kỹ thuật TP. Hồ Chí Minh đã khích lệ, đóng góp ý kiến để chúng tôi hoàn thành quyển giáo trình này. Mặc dù đã hết sức cố gắng nhưng chắc chắn quyển giáo trình không thể tránh khỏi những hạn chế trong lần xuất bản đầu tiên. Nhóm tác giả mong muốn nhận được sự đóng góp của các độc giả, các đồng nghiệp và các bạn sinh viên để chúng tôi có thể tiếp tục hoàn thiện trong lần xuất bản tiếp theo. Mọi đóng góp xin gửi về TS. Huỳnh Nguyễn Anh Tuấn, Bộ môn Công nghệ Hóa học, phòng A1-802, Trường Đại học Sư phạm Kỹ thuật TP. Hồ Chí Minh, Số 1, Võ Văn Ngân, TP. Thủ Đức, TP. Hồ Chí Minh. TP. Hồ Chí Minh, ngày 9 tháng 9 năm 2022 Chủ biên TS. Huỳnh Nguyễn Anh Tuấn
  • 6. ĐẦU ................................................................... .......................i BẢNG KÝ HIỆU CÁC CHỮ VIẾT TẮT.............................................viii Chương 1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC....................................1 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT...........................................................2 1.1 KHÁI NIỆM VỀ NGUYÊN TỬ..........................................................2 1.1.1 Nguyên tử và các hạt cơ bản......................................................2 1.1.2 Hiện tượng đồng vị...................................................................3 1.2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ...................3 1.2.1 Các luận điểm cơ sở.................................................................3 1.2.2 Đám mây electron (Orbital nguyên tử - AO).............................4 1.2.3 Các số lượng tử và ý nghĩa........................................................4 1.3 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC.............7 1.3.1 Định luật tuần hoàn....................................................................7 1.3.2 Cấu trúc của bảng hệ thống tuần hoàn.......................................8 1.4 SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ...........................................................................................10 1.4.1 Bán kính nguyên tử và ion......................................................10 1.4.2 Năng lượng ion hóa I..............................................................11 1.4.3 Ái lực electron EA....................................................................12 1.4.4 Độ âm điện χ...........................................................................13 1.4.5 Số oxy hóa...............................................................................12 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI............................................................14 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM......................................................20 Chương 2. LIÊN KẾT HÓA HỌC...................................................... 31 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.........................................................32 2.1 BẢN CHẤT LIÊN KẾT HÓA HỌC..................................................32 2.2 CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN...............................................................32 2.2.1 Năng lượng liên kết.................................................................32 2.2.2 Độ dài liên kết..........................................................................32 2.2.3 Góc hóa trị...............................................................................32 2.2.4 Bậc liên kết...............................................................................32 iii
  • 7. CỘNG HÓA TRỊ THEO THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ-VB.............................................................................................33 2.3.1 Các luận điểm cơ bản..............................................................33 2.3.2 Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị (CHT)....................................33 2.3.3 Các kiểu liên kết cộng hóa trị..................................................33 2.3.4 Tính chất của liên kết cộng hóa trị...........................................34 2.3.5 Lưỡng cực và moment lưỡng cực............................................35 2.3.6 Thuyết lai hóa..........................................................................35 2.3.7 Thuyết đẩy nhau giữa các cặp electron hóa trị (VESPR)..........38 2.3.8 Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và cấu hình phân tử.....................................................................39 2.4.LIÊN KẾT ION...................................................................................39 2.4.1 Bản chất của liên kết ion.........................................................39 2.4.2 Các tính chất của liên kết ion..................................................40 2.4.3 Sự phân cực ion.......................................................................40 2.5.LIÊN KẾT KIM LOẠI......................................................................41 2.5.1 Đặc điểm cấu tạo kim loại.......................................................41 2.5.2 Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại..........................41 2.5.3 Các tính chất của kim loại........................................................42 2.6 CÁC LOẠI LIÊN KẾT LIÊN PHÂN TỬ..........................................42 2.6.1 Liên kết Hydro..........................................................................42 2.6.2 Liên kết Van der Waals (VDW)...............................................42 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI............................................................44 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM......................................................49 Chương 3. NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC.................................................56 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.........................................................57 3.1 CÁC KHÁI NIỆM.............................................................................57 3.3.1 Hệ............................................................................................57 3.3.2 Trạng thái nhiệt động..............................................................57 3.3.3 Quá trình.................................................................................58 3.3.4 Năng lượng..............................................................................58 3.2 NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC.............................59 3.3 HIỆU ỨNG NHIỆT............................................................................60 3.4 PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓAHỌC VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC......................................................60 3.3.1 Phương trình nhiệt hóa học......................................................60 iv
  • 8. ra của các quá trình hóa học..................................61 3.5 ĐỊNH LUẬT HESS VÀ CÁC HỆ QUẢ.............................................61 3.6 ENTROPY VÀ NGUYÊN LÝ II CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC...........62 3.6.1 Nội dung nguyên lý II..............................................................62 3.6.2 Entropy S.................................................................................62 3.6.3 Tính toán ∆So của phản ứng hóa học......................................62 3.7 THẾ ĐẲNG ÁP VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC..............................................................................63 3.7.1 Thế đẳng áp G..........................................................................63 3.7.2 Thế đẳng áp tạo thành tiêu chuẩn.............................................63 3.7.3 Độ biến đổi thế đẳng áp và điều kiện xảy ra của quá trình hóa học......................................................................................63 3.7.4 Tính độ biến đổi thế đẳng áp của các phản ứng hóa học.........64 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI..........................................................65 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM......................................................72 Chương 4. ĐỘNG HÓA HỌC...............................................................87 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.........................................................88 4.1 MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN.......................................................88 4.2 BIỂU THỨC TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG..................................................89 4.2.1 Biểu thức tốc độ phản ứng.......................................................89 4.2.2 Biểu thức hằng số tốc độ phản ứng k......................................89 4.2.3 Thời gian bán hủy t1/2...............................................................90 4.3 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG.............90 4.3.1 Ảnh hưởng của nồng độ..........................................................90 4.3.2 Ảnh hưởng của nhiệt độ..........................................................90 4.3.3 Ảnh hưởng của chất xúc tác.....................................................91 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI............................................................93 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM......................................................97 Chương 5. CÂN BẰNG HÓA HỌC...................................................106 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.......................................................107 5.1 CÂN BẰNG HÓA HỌC..................................................................107 5.5.1 Phản ứng một chiều................................................................107 5.5.2 Phản ứng hai chiều (phản ứng thuận nghịch)........................107 5.5.3 Trạng thái cân bằng hóa học.................................................108 v
  • 9. CÂN BẰNG VÀ MỨC ĐỘ XẢY RA PHẢN ỨNG.......108 5.2.1 Hằng số cân bằng..................................................................108 5.2.2 Các lưu ý quan trọng.............................................................109 5.2.3 Ý nghĩa của hằng số cân bằng K...........................................110 5.3 HẰNG SỐ CÂN BẰNG K VÀ ĐỘ BIẾN ĐỔI THẾ ĐẲNG ÁP ∆G CỦA PHẢN ỨNG (Phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff)...............111 5.4 DỰ ĐOÁN CHIỀU DIỄN TIẾN CỦA PHẢN ỨNG.......................111 5.5SỰ CHUYỂN DỊCH CÂN BẰNG VÀ NGUYÊN LÝ LE CHATELIER......................................................................................112 5.5.1 Ảnh hưởng của nồng độ........................................................113 5.5.2 Ảnh hưởng của áp suất, thể tích.............................................113 5.5.3 Ảnh hưởng của nhiệt độ........................................................113 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI..........................................................114 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM....................................................123 Chương 6. DUNG DỊCH – DUNG DỊCH KHÔNG ĐIỆN LY.........131 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.......................................................132 6.1 KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH........................................................132 6.6.1 Các hệ phân tán và dung dịch................................................132 6.6.2 Dung dịch...............................................................................132 6.2 NỒNG ĐỘ CỦA DUNG DỊCH........................................................132 6.3 PHA TRỘN DUNG DỊCH THEO PHƯƠNG PHÁP ĐƯỜNG CHÉO.......................................................................................................133 6.4 CƠ CHẾ TẠO THÀNH DUNG DỊCH.............................................134 6.5 ĐỘ TAN VÀ CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG....................................134 6.5.1 Độ tan....................................................................................134 6.5.2 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan..........................................135 6.6 DUNG DỊCH KHÔNG ĐIỆN LY VÀ CÁC TÍNH CHẤT..............135 6.6.1 Áp suất hơi bão hòa...............................................................135 6.6.2 Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc..........................................136 6.6.3 Áp suất thẩm thấu...................................................................138 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI..........................................................139 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM....................................................145 Chương 7. DUNG DỊCH ĐIỆN LY....................................................156 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.......................................................157 7.1 DUNG DỊCH ACID, BASE, MUỐI TRONG NƯỚC.....................157 7.2 SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY............................................157 vi
  • 10. LY....................................................................................158 7.4 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CỦA CHẤT ĐIỆN LY YẾU...................................................................................................159 7.4.1 Hằng số điện ly........................................................................159 7.4.2 Sự liên hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly – Định luật pha loãng Ostwald.............................................................................159 7.5 THUYẾT ACID-BASE.....................................................................160 7.5.7.Thuyết acid – base của Bronsted............................................160 7.5.2.Chỉ số Hydro pH...................................................................160 7.7.3 Hằng số acid...........................................................................161 7.7.4 Tính pH của các dung dịch acid, base...................................161 7.6 CÂN BẰNG CỦA CHẤT ĐIỆN LY ÍT TAN..................................163 7.7.1 Tích số tan.............................................................................163 7.7.2 Sự tạo thành và hòa tan một kết tủa của chất điện ly ít tan..........164 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI..........................................................166 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM....................................................175 Chương 8. ĐIỆN HÓA HỌC...............................................................181 Phần 1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT.......................................................182 8.1 PHẢN ỨNG OXY HÓA KHỬ........................................................182 8.1.1 Số oxy hóa.............................................................................182 8.1.2 Phản ứng oxy hóa khử...........................................................182 8.1.3 Phản ứng oxy hóa khử và dòng điện......................................182 8.2 NGUYÊN TỐ GALVANIC...............................................................182 8.2.1 Cấu tạo nguyên tố Galvanic...................................................182 8.2.2 Hoạt động của nguyên tố Galvanic........................................183 8.2.3 Thế điện cực (ϕ) và thế điện cực tiêu chuẩn (ϕo )..................184 8.2.4 Sức điện động của pin và hằng số cân bằng..........................186 8.3. CHIỀU XẢY RA CỦA PHẢN ỨNG OXY HÓA KHỬ.................186 Phần 2. BÀI TẬP CÓ LỜI GIẢI.........................................................187 Phần 3. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM....................................................193 TÀI LIỆU THAM KHẢO......................................................................201 PHỤ LỤC 1............................................................................................202 PHỤ LỤC 2............................................................................................203 PHỤ LỤC 3............................................................................................204 PHỤ LỤC 4............................................................................................211 PHỤ LỤC 5............................................................................................214 vii
  • 11. CÁC CHỮ VIẾT TẮT Ký hiệu Nội dung  Độ âm điện  Hệ số nhiệt độ  Áp suất thẩm thấu  Thế điện cực của cặp oxy hóa – khử liên hợp i Nồng độ phần mol  Độ điện ly G Độ biến đổi thế đẳng áp H Hiệu ứng nhiệt S Độ biến đổi entropy n (aqu) Độ biến đổi số mol chất khí trước và sau phản ứng Dung dịch nước (g) Trạng thái khí (l) Trạng thái lỏng (s) Trạng thái rắn A Thừa số Arrhenius AO Orbital nguyên tử C% Nồng độ phần trăm CHT Liên kết cộng hóa trị CM Nồng độ mol Cm Nồng độ molan CN Nồng độ đương lượng e Electron E Sức điện động của pin galvanic EA Ái lực electron Ea Năng lượng hoạt hóa I Năng lượng ion hóa i Hệ số Van’t Hoff k Hằng số tốc độ phản ứng K Hằng số cân bằng Ka Hằng số acid Kb Hằng số base
  • 12. dung KC Hằng số cân bằng nồng độ Kđ Hằng số nghiệm đông KP Hằng số cân bằng áp suất Ks Hằng số nghiệm sôi Ksp Tích số tan MO Orbital phân tử MOlk Orbital phân tử liên kết MOplk Orbital phân tử phản liên kết n Neutron p Proton pH Chỉ số hydro pH R Hằng số khí S Độ tan T Nhiệt độ tuyệt đối t1/2 Thời gian bán hủy tđ Nhiệt độ đông đặc ts Nhiệt độ sôi VB Liên kết hóa trị VDW Liên kết Van der Waals VSEPR Thuyết đẩy nhau giữa các cặp electron hóa trị vn Tốc độ phản ứng nghịch vt Tốc độ phản ứng thuận Z Điện tích hạt nhân
  • 14. TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC -oOo- Mục tiêu chương 1 Sau khi học xong chương này, sinh viên có khả năng: 1. Giải thích được các thành phần cơ bản của nguyên tử, ion. 2. Giải thích được hiện tượng đồng vị và tính toán nguyên tử khối trung bình. 3. Xác định được bộ bốn số lượng tử của một electron và giải thích được ý nghĩa của các số lượng tử theo cơ học lượng tử. 4. Trình bày được các nguyên tắc viết cấu hình electron và viết được cấu hình electron của các nguyên tử bất kỳ. 5. Mô tả được bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học. 6. Xác định được vị trí của nguyên tố hóa học trong bảng hệ thống tuần hoàn bao gồm chu kỳ, nhóm, phân nhóm và số thứ tự của ô. 7. Giải thích được sự biến đổi tuần hoàn các tính chất của nguyên tử theo chu kỳ và theo nhóm trong bảng hệ thống tuần hoàn.
  • 15. TẮT LÝ THUYẾT 1.1 KHÁI NIỆM VỀ NGUYÊN TỬ 1.1.1 Nguyên tử và các hạt cơ bản Hình 1.1. Nguyên tử Nguyên tử được tạo thành từ những tiểu phân nhỏ hơn: electron và hạt nhân. Electron (e): Trong nguyên tử, các electron chuyển động xung quanh hạt nhân tạo nên lớp vỏ electron. Hạt nhân: được cấu tạo chủ yếu từ các hạt proton (p) và nơtron (n). Bảng 1.1 Thông số của các hạt cơ bản Hạt cơ bản Khối lượng Điện tích Tuyệt đối Tương đối Tuyệt đối Tương đối Kg đvC Culong Đơn vị tĩnh điện Đơn vị e Electron (e) 9,1.10 -31 0,000549 - 1,6.10 -19 - 4,8.10 -10 -1 Proton (p) 1,672.10 -27 1,007 + 1,6.10 -19 + 4,8.10 -10 +1 Nơtron (n) 1,674.10 -27 1,008 0 0 0 Trong nguyên tử trung hòa: p = e = Z Trong đó, Z là điện tích hạt nhân (1.1) Hạt nhân là thành phần quan trọng nhất quyết định tính chất của nguyên tử và chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử. A = n + Z Trong đó, A là số khối (1.2) Một nguyên tử sẽ được hoàn toàn xác định nếu biết hai thông số là điện tích hạt nhân (Z) và số khối (A). Thường được ký hiệu: 𝑋 𝑍 𝐴 Ví dụ: 𝐶𝑙 17 35
  • 16. tử có A = 35 đvC; p = e = 17 hạt và n = 18 hạt. 1.1.2 Hiện tượng đồng vị Đồng vị là hiện tượng các nguyên tử của cùng nguyên tố có cùng số proton nhưng khác số nơtron nên khác nhau về số khối A. Ví dụ, Clo trong tự nhiên có 2 đồng vị là 𝐶𝑙 17 35 và 𝐶𝑙 17 37 . Nguyên tử khối trung bình là đại lượng được sử dụng để đại diện cho nguyên tử khối của các nguyên tố có nhiều đồng vị. Xét một nguyên tố X có 2 đồng vị là A1 X và A2 X. Trong đó, đồng vị A1 chiếm a% và đồng vị A2 chiếm b%. Ta có nguyên tử khối trung bình của X được tính bằng công thức sau: 𝐴 = 𝐴1. 𝑎% + 𝐴2. 𝑏% 𝑎% + 𝑏% (1.3) Ví dụ 1.1. Clo trong tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 35 Cl chiếm 75,77% và 37 Cl. Tính nguyên tử khối trung bình của Clo. Giải Trong tự nhiên 35 Cl chiếm 75,77% → nên 37 Cl chiếm (100 – 75,77) = 24,23%. → A = 35𝑥75,77+37𝑥24,23 100 = 35,48 đvC 1.2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1.2.1 Các luận điểm cơ sở a) Bản chất sóng – hạt của các hạt vi mô Hạt vi mô như ánh sáng (photon), nguyên tử, phân tử vừa có bản chất hạt (thể hiện bằng m, r, v) vừa có bản chất sóng (thể hiện bằng bước sóng λ, tần số ν) thể hiện trong biểu thức: (1.4) Trong đó, h là hằng số Plank; m, v là khối lượng và tốc độ của hạt vi mô. b) Nguyên lý bất định Heisenberg Không thể xác định chính xác đồng thời cả vị trí lẫn vận tốc của hạt vi mô. ∆x. ∆v ≥ h 4πm (1.5) với Δx, Δv là độ bất định về vị trí và vận tốc của hạt vi mô.
  • 17. hàm số sóng Schrödinger (1.6) Trong đó, x, y, z: tọa độ; m: khối lượng hạt vi mô; h: hằng số Planck; E: năng lượng toàn phần; V: thế năng của hạt vi mô phụ thuộc x, y, z; ψ: hàm sóng (với các biến x, y, z) mô tả sự chuyển động của các hạt vi mô. Ý nghĩa: - ψ đặc trưng cho chuyển động của hạt vi mô liên quan đến xác suất có mặt của hạt vi mô. - ψ2 dv xác định xác suất có mặt của hạt vi mô trong thể tích dv. 1.2.2 Đám mây electron (Orbital nguyên tử - AO) Trong hệ tọa độ cầu: x= r.sin.cos y= r.sin.sin z= r.cos x2 + y2 + z2 = r2 Phương trình hàm số sóng Schrödinger có nghiệm:  = [R(r)][()][()] Hình 1.2. Tọa độ cực R(r)] là phần bán kính của hàm sóng ψ, phụ thuộc vào 2 tham số n và l gọi là số lượng tử chính và số lượng tử phụ. [Θ(θ)][Φ(φ)] là phần góc của hàm sóng ψ, phụ thuộc vào số lượng tử từ ml. Hàm sóng ψ tương ứng với bộ 3 số lượng tử n, l, ml được gọi là một orbital nguyên tử (Atomic Orbital, AO). Về hình dạng của một AO ≡ ψ(n, l, ml): là một vùng không gian xung quanh hạt nhân trong đó các electron chuyển động với mật độ xác suất ψ2 lớn, thường ≥ 90%. 1.2.3 Các số lượng tử và ý nghĩa a) Số lượng tử chính n n có giá trị nguyên dương và gián đoạn, n = 1, 2, 3,…, ∞
  • 18. năng lượng của electron, các electron có cùng giá trị n sẽ tạo thành một lớp năng lượng: En = −2,818. 10−18 Z2 n2 , ሺJሻ = −13,6 Z2 n2 , ሺeVሻ Các electron có cùng mức năng lượng sẽ có cùng số lượng tử chính n và hợp thành một lớp electron. Bảng 1.2. Tên lớp và số lượng tử chính n n 1 2 3 4 5 6 7… En E1 E2 E3 E4 E5 E6 E7…. Tên lớp e K L M N O P Q… b) Số lượng tử phụ ℓ (số lượng tử orbital) ℓ có giá trị nguyên dương từ 0 đến (n-1). Mỗi giá trị của n có n giá trị của ℓ. Đối với nguyên tử nhiều e, ℓ còn xác định trạng thái năng lượng của e gọi là phân mức năng lượng. Các e trong mỗi lớp lượng tử có cùng phân mức năng lượng hợp thành phân lớp e hay phân lớp lượng tử. ℓ xác định tên và hình dạng của AO. Cụ thể, AO s có dạng hình cầu, AO p có dạng 2 quả cầu tiếp xúc,… Bảng 1.3 Tên phân lớp và số lượng tử phụ ℓ Tên phân lớp e s p d f… Giá trị ℓ 0 1 2 3… Orbital s (ℓ = 0) Orbital p (ℓ = 1) Orbital d (ℓ = 2) Hình 1.3. Hình dạng đám mây electron c) Số lượng tử từ mℓ mℓ có giá trị nguyên (âm hay dương) từ 0 đến ±ℓ. Mỗi giá trị của ℓ có (2ℓ +1) giá trị của mℓ.
  • 19. số lượng tử và ý nghĩa Số lượng tử chính n Số lượng tử phụ ℓ Phân lớp Các giá trị của số lượng tử từ mℓ Số lượng orbital nguyên tử (AO) trong phân lớp 1 0 1s 0 1 2 0 2s 0 1 1 2p -1, 0, +1 3 3 0 3s 0 1 1 3p -1, 0, +1 3 2 3d -2, -1, 0, +1, +2 5 4 0 4s 0 1 1 4p -1, 0, +1 3 2 4d -2, -1, 0, +1, +2 5 3 4f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 Số lượng tử mℓ đặc trưng cho sự định hướng trong không gian của AO. Số lượng tử mℓ đặc trưng cho tương tác của từ trường ngoài (tác dụng lên nguyên tử) với từ trường của e. d) Số lượng tử spin ms Số lượng tử spin ms xác định trạng thái chuyển động riêng của e, là sự tự quay của e xung quanh trục của mình. ms có 2 giá trị là +1/2 (thuận chiều kim đồng hồ) hay -1/2 (ngược chiều kim đồng hồ).   ms = + 1/2 ms = - 1/2 Hình 1.4. Chiều quay của electron 1.2.4 Nguyên tử nhiều electron Trong nguyên tử nhiều electron, trạng thái của electron cũng xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml, và ms.
  • 20. giữa hạt nhân và electron trong nguyên tử còn xuất hiện lực đẩy giữa các electron với nhau làm xuất hiện hai hiệu ứng: hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập. Điện tích hạt nhân thực sự tác dụng với electron là: Z* = Z – S Z* là điện tích hạt nhân hiệu dụng, S là hằng số chắn, tính theo công thức Slater. Lúc này năng lượng của electron được tính theo (1.8) và năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron phụ thuộc vào cả n và l. En,l = −2,818. 10−18 Z∗2 n2 , ሺJሻ = −13,6 Z∗2 n2 , ሺeVሻ (1.8) a) Nguyên lý vững bền Trạng thái bền vững nhất của e trong nguyên tử là trạng thái có năng lượng thấp nhất. Do đó, các electron sắp xếp vào các AO theo trật tự năng lượng tăng dần. b) Nguyên lý ngoại trừ Pauli Trong một nguyên tử không thể có 2 e có cùng 4 số lượng tử. Do đó, trong một AO chỉ chứa tối đa 2 electron có chiều quay (ms) ngược nhau. c) Quy tắc Hund Sự sắp xếp của e vào các AO có cùng phân mức năng lượng sao cho giá trị tuyệt đối của tổng spin đạt cực đại. Do đó, trong cùng một phân lớp, các electron sắp xếp sao cho số electron độc thân là tối đa. d) Quy tắc Kleshkovski 1. Sự sắp xếp e vào các AO theo chiều tăng Z xảy ra theo thứ tự từ những AO có tổng (n+l) nhỏ đến lớn. 2. Sự sắp xếp của e vào các AO có tổng giá trị (n+l) bằng nhau sẽ xảy ra theo hướng tăng dần giá trị của n. 1.3 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.3.1 Định luật tuần hoàn Tính chất của các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố. Điện tích hạt nhân nguyên tử là đại lượng quyết định và đặc trưng cho tính chất nguyên tố.
  • 21. đồ phân bố năng lượng các AO 1.3.2 Cấu trúc của bảng hệ thống tuần hoàn Hệ thống tuần hoàn hiện nay gồm 118 nguyên tố chia làm 7 chu kỳ và 8 nhóm. a) Chu kỳ Chu kỳ gồm dãy các nguyên tố sắp xếp theo thứ tự tăng dần mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt chỉ có 2 nguyên tố, Chu kỳ 2, và 3 được gọi là chu kỳ nhỏ, mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố. Bốn chu kỳ còn lại là chu kỳ lớn: Chu kỳ 4 và chu kỳ 5, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố gồm 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B. Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố gồm 18 nguyên tố tương tự chu kỳ 5 và 14 nguyên tố có tính chất hóa học giống lantan xếp phía dưới bên ngoài bảng chính (họ lantanit). Chu kỳ 7 tương tự chu kỳ 6 và cũng có các nguyên tố có tính chất hóa học giống actini xếp phía dưới bên ngoài bảng chính, dưới họ lantanit (họ actinit). Quan hệ giữa cấu tạo nguyên tử của nguyên tố và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn: Số thứ tự chu kỳ = số lớp electron.
  • 22. các nguyên tố có tính chất tương tự nhau sắp xếp theo cột dọc. Nhóm bao gồm các nguyên tố có số electron hóa trị bằng nhau. Trong đó, Các electron hóa trị là các electron có khả năng tham gia tạo thành các liên kết hóa học. 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 được gọi là các nhóm A (phân nhóm chính). Mười cột còn lại tạo thành các nhóm B, đánh số từ IIIB đến VIIB (một cột) và VIIIB (ba cột), sau đó là IB và IIB (một cột). Các nhóm B gọi là phân nhóm phụ. Phân nhóm A bao gồm các nguyên tố họ s và họ p. Phân nhóm B bao gồm các nguyên tố họ d và họ f. Trong đó: • Nguyên tố s: những nguyên tố có electron ngoài cùng sắp xếp vào orbital s. • Nguyên tố p: những nguyên tố có electron ngoài cùng sắp xếp vào orbital p. • Nguyên tố d: những nguyên tố có electron xếp vào phân lớp d lớp kề ngoài cùng, nghĩa là các orbital (n-1)d. • Nguyên tố f: những nguyên tố có electron sắp xếp vào phân lớp f lớp thứ 3 kể từ ngoài vào, nghĩa là các orbital (n-2)f. Quan hệ giữa cấu tạo nguyên tử của nguyên tố và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn: • Đối với các nguyên tố phân nhóm A: Số thứ tự nhóm = tổng electron lớp ngoài cùng • Đối với các nguyên tố phân nhóm B, họ d: Số thứ tự nhóm phụ thuộc vào số electron lớp ngoài cùng và kề ngoài cùng (x + y) trong cấu hình tổng quát (n – 1)dx nsy theo bảng sau: x + y Nhóm 3  x + y  7 x + y 8  x + y  10 VIII x + y > 10 x + y - 10 c) Ô Mỗi nguyên tố chiếm một ô trong bảng hệ thống tuần hoàn.
  • 23. của ô bằng số điện tích hạt nhân. Số thứ tự ô = Z. Ví dụ 1.2. Xác định vị trí của các nguyên tố có điện tích hạt nhân lần lượt là 3, 7, 12, 18, 21, 27, 30 và 35. Giải Xác định vị trí nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn cần xác định được 4 thông số sau: chu kỳ, nhóm, phân nhóm và số thứ tự của ô chứa nguyên tố. Kết quả được trình bày như sau: Z Cấu hình e Họ Chu kỳ STT chu kỳ = số lớp e Phân nhóm A: họ s, họ p B: họ d, họ f Nhóm Ô = số Z 3 1s2 2s1 s 2 A I 3 7 1s2 2s2 2p3 p 2 A V 7 12 [Ne] 3s2 s 3 A II 12 18 [Ne] 3s2 3p6 p 3 A VIII 18 21 [Ar] 3d1 4s2 d 4 B III 21 27 [Ar] 3d7 4s2 d 4 B VIII 27 30 [Ar] 3d10 4s2 d 4 B II 30 35 [Ar] 3d10 4s2 4p5 p 4 A VII 35 1.4 SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ 1.4.1 Bán kính nguyên tử và ion a) Bán kính nguyên tử Người ta phân biệt bán nguyên tử thành bán kính kim loại và bán kính cộng hóa trị. Bán kính kim loại của một nguyên tố kim loại bằng nửa khoảng cách giữa tâm của các nguyên tử kim loại ở gần nhau nhất trong mạng lưới tinh thể kim loại. Bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa hạt nhân hai nguyên tử của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết đơn cộng hóa trị. Đơn vị đo bán kính nguyên tử là picomet (pm) hay angstrom (Å), với: 1 Å = 100 pm = 10-10 m.
  • 24. thiên • Trong một chu kỳ, từ trái qua phải, bán kính nguyên tố s, p có khuynh hướng giảm liên tục. Bán kính của các nguyên tố d giảm chậm và không đều, bán kính của các nguyên tố f thậm chí còn giảm chậm hơn. • Trong phân nhóm chính, từ trên xuống, bán kính nguyên tử và bán kính ion cùng điện tích đều tăng. Đối với các nguyên tố phân nhóm B, khi đi từ nguyên tố đầu phân nhóm (chu kỳ 4) đến nguyên tố thứ 2 (chu kỳ 5) thì bán kính nguyên tử có tăng lên. Từ nguyên tố thứ 2 đến nguyên tố thứ 3 (chu kỳ 5 đến chu kỳ 6) thực tế bán kính ít thay đổi (có khi không đổi hoặc giảm chút ít). Nguyên nhân là do có sự co lantan của 14 nguyên tố f bù trừ sự tăng lên bán kính phải xảy ra khi chuyển từ chu kỳ 5 sang chu kỳ 6. b) Bán kính ion: Nguyên tử nhường hay nhận electron để trở thành cation hay anion có cấu hình electron lớp ngoài cùng bền vững giống khí trơ. Cation luôn có kích thước nhỏ hơn so với nguyên tử tạo thành nó. Anion luôn có kích thước lớn hơn so với nguyên tử tạo thành nó. c) Các ion và nguyên tử đẳng electron: Các tiểu phân có cùng số electron và có cùng công thức cấu hình e ở trạng thái bền vững thì: • Cation có bán kính nhỏ hơn anion. • Các cation đẳng e, bán kính giảm khi điện tích (+) tăng. • Các anion đẳng e, bán kính tăng khi điện tích (-) tăng. 1.4.2 Năng lượng ion hóa I Là năng lượng tối thiểu cần tiêu tốn để tách electron ra khỏi nguyên tử không bị kích thích ở trạng thái khí để tạo thành ion dương. M (g) → M+ (g) + e, I1 I đặc trưng cho khả năng nhường electron (tính kim loại) và được đo bằng đơn vị (kJ.mol-1 ). I luôn có dấu dương, I càng lớn thì electron càng khó tách ra khỏi nguyên tử. Trong cùng một nguyên tử, năng lượng tách electron thứ nhất I1, electron thứ hai I2… khác nhau Ví dụ: M (g) → M+ (g) + e, I1 M+ (g) → M2+ (g) + e, I2 M2+ (g) → M3+ (g) + e, I3 Ta có, I1 < I2 < I3
  • 25. thiên: • Trong chu kỳ, từ trái qua phải nói chung I1 có khuynh hướng tăng. Tuy nhiên, lưu ý là trong cùng 1 chu kỳ ngắn tồn tại các cực trị tại các cặp Be-B, N-O, Mg-Si, P-S. • Các cấu hình 1s2 và s2 p6 (khí trơ) là bền vững nhất nên năng lượng ion hóa của chúng là rất lớn. Các cấu hình s2 và p3 là những cấu hình tương đối bền, có năng lượng ion hóa khá lớn. Đối với các nguyên tố chuyển tiếp, trong cùng một chu kỳ năng lượng ion hóa ít thay đổi. • Trong nhóm chính, từ trên xuống dưới I1 có khuynh hướng giảm. 1.4.3 Ái lực electron EA Là năng lượng thoát ra hay thu vào khi kết hợp thêm electron vào nguyên tử ở trạng thái khí để tạo thành ion âm. X + e → X - , EA = - ΔH EA đặc trưng cho khả năng nhận electron (tính phi kim loại) và cũng được đo bằng đơn vị giống với I (kJ.mol-1 ). Ví dụ: O (g) + e → O- (g), H = - 141 kJ.mol-1 → EA = 141 kJ.mol-1 Quy luật biến thiên: • Trong nhóm, từ trên xuống dưới EA giảm. • Trong chu kỳ, từ trái qua phải EA tăng. • Các nguyên tố p nhóm VII có EA lớn nhất. • Các nguyên tố có cấu hình electron ngoài cùng s2 , p3 , s2 p6 có EA nhỏ nhất. 1.4.4 Độ âm điện χ Độ âm điện đặc trưng cho khả năng của nguyên tử trong phân tử hút electron (liên kết) về phía mình. Theo Mulliken:  = 1 2 ሺIA + EAሻ (1.9) IA, EA là năng lượng ion hóa và ái lực electron. Linus Pauling dựa trên năng lượng phân ly liên kết: A − A = 0,102ξ∆ (1.10) ∆ = ∆ElkሺA − Bሻ = ඥ∆ElkሺA − Aሻ. ∆ElkሺB − Bሻ χA, χB là độ âm điện của các nguyên tố A và B
  • 26. thiên: • Trong nhóm phân nhóm chính (A), độ âm điện giảm từ trên xuống dưới. • Trong chu kỳ, độ âm điện tăng từ trái qua phải. • F có độ âm điện cao nhất (3,98). Fr có độ âm điện nhỏ nhất (0,70). • F > O > Cl > N > S > C > P > B > Si… • Đa số các nguyên tố d có độ âm điện từ 1,2 đến 1,9; các nguyên tố f có độ âm điện xấp xỉ 1,3. 1.4.5 Số oxy hóa Số oxy hóa là điện tích dương (+) hay âm (-) của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion. Trong hợp chất ion, số oxy hóa của nguyên tố trùng với điện hóa trị. Trong hợp chất cộng hóa trị, số oxy hóa của nguyên tố là đại lượng quy ước và có thể bằng hoặc không bằng với cộng hóa trị của nó. Sự thay đổi tuần hoàn số oxy hóa xảy ra là do các nguyên tố hóa học có khuynh hướng cho hay nhận electron ở lớp ngoài cùng để đạt cấu hình bền là s2 p6 hoặc d10 . Quy luật biến thiên: • Trong chu kỳ đi từ trái qua phải, số oxy hóa dương cao nhất tăng dần và bằng số thứ tự của nhóm. • Trong một chu kỳ đi từ trái qua phải, số oxy hóa âm thấp nhất giảm dần và có giá trị bằng 8 trừ đi số thứ tự của nhóm (từ nhóm IV đến nhóm VII).
  • 27. TẬP CÓ LỜI GIẢI -oOo- Dạng 1. Nguyên tử - Đồng vị Câu 1.1. Hãy xác định số proton và nơtron trong hạt nhân nguyên tử Ra 88 226 . Giải Ký hiệu nguyên tử tổng quát: Z = số hiệu nguyên tử = số proton = số electron = 88 A = số khối = số proton + số nơtron = 226 Số nơtron = A – Z = 226 – 88 = 138 Câu 1.2. Cho các nguyên tử Sg, 106 266 Bh, 107 264 Hs, 108 277 Mt 109 268 . Hãy xác định nguyên tử chứa ít nơtron và nhiều nơtron nhất. Giải Nguyên tử Sg 106 266 có 266 – 106 = 160 nơtron. Nguyên tử Bh 107 264 có 264 – 107 = 157 nơtron. Nguyên tử Hs 108 277 có 277 – 108 = 169 nơtron. Nguyên tử Mt 109 268 có 268 – 109 = 159 nơtron. Vậy nguyên tử có ít nơtron nhất là Bh và nhiều nơtron là Hs. Câu 1.3. Trong tự nhiên, silic tồn tại 3 đồng vị bền với các thông tin như bảng sau. Hãy tính khối lượng nguyên tử trung bình của silic. Đồng vị Khối lượng nguyên tử Hàm lượng % 28 Si 27,977 92,93 29 Si 28,976 4,67 30 Si 29,974 3,10 Giải Khối lượng nguyên tử trung bình của silic: (27,977 x 0,9293) + (28,976 x 0,0467) + (29,974 x 0,0310) = 28,09 đvC Câu 1.4. Trong tự nhiên, đồng có 2 đồng vị với các thông tin như bảng sau. Khối lượng nguyên tử của đồng là 63,546. Tính tỷ lệ phần trăm số nguyên tử của từng đồng vị? Đồng vị Khối lượng nguyên tử Hàm lượng % 63 Cu 62,9298 ? 65 Cu 64,9278 ?
  • 28. tỷ lệ phần trăm số nguyên tử của 65 Cu → tỷ lệ phần trăm số nguyên tử của 63 Cu là (1-a) → 62,9298x(1-a) + 64,9278xa = 63,546 → a = 0,3084 Vậy 65 Cu chiếm 30,84% và 63 Cu chiếm 69,16%. Dạng 2. Orbital nguyên tử Câu 1.5. Có 3 orbital nguyên tử (AO) tương ứng với các bộ số lượng tử sau. Hãy xác định tên của 3 AO? (1) n = 5, ℓ = 2; (2) n = 4, ℓ = 3; (3) n = 3, ℓ = 0 Giải Tên của 3 AO lần lượt là: (1) n = 5, ℓ = 2 → tên AO là 5d (2) n = 4, ℓ = 3 → tên AO là 4f (3) n = 3, ℓ = 0 → tên AO là 3s Câu 1.6. Hãy xác định tên của các orbital nguyên tử (nếu có) tương ứng với bộ các số lượng tử sau đây: (1) n = 3, ℓ = 3; (2) n = 4, ℓ = 2; (3) n = 5, ℓ = 3; (4) n = 5, ℓ = 4. Giải Tên của các AO lần lượt là: (1) n = 3, ℓ = 3 → AO không tồn tại (2) n = 4, ℓ = 2 → tên AO là 4d (3) n = 5, ℓ = 3 → tên AO là 5f (4) n = 5, ℓ = 0 → tên AO là 5s Câu 1.7. Bộ các số lượng tử nào xác định nên orbital nguyên tử (AO) 2px? Giải Orbital nguyên tử 2px cho biết AO này nằm trên lớp thứ 2, phân lớp p và có định hướng theo trục x. Như vậy, AO này được xác định bởi 3 số lượng tử lần lượt là n, ℓ, mℓ. Câu 1.8. Tương ứng với bộ 2 số lượng tử; n = 3, ℓ = 2 có tổng cộng bao nhiêu AO? Giải Số lượng AO phụ thuộc vào tổng số lượng tử từ mℓ có thể có. Vì ℓ = 2 nên mℓ có thể có các giá trị mℓ = -2, -1, 0, +1, +2. Do đó, có tất cả 5 AO.
  • 29. số lượng tử Câu 1.9. Bộ 4 số lượng tử nào sau đây có thể chấp nhận được? (1) n = 2, ℓ = 2, mℓ = 1, ms = -1/2 (2) n = 3, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 (3) n = 4, ℓ = 1, mℓ = 2, ms = -1/2 (4) n = 5, ℓ = -1, mℓ = 0, ms = +1/2 (5) n = 4, ℓ = 2, mℓ = 1, ms = +1/2 (6) n = 1, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 (7) n = 5, ℓ = 2, mℓ = -2, ms = -1/2 (8) n = 3, ℓ = -1, mℓ = -1, ms = +1/2 Giải Quy tắc xác định bộ bốn số lượng tử như sau: n = 1, …, n ℓ = 0, …, (n-1) ml = 0,  1, …,  l ms = -1/2 hoặc +1/2 (1) n = 2, ℓ = 2, mℓ = 1, ms = -1/2 không thể chấp nhận được vì n = 2 thì ℓ chỉ có 2 giá trị là 0 hoặc 1. (2) n = 3, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 có thể chấp nhận được. (3) n = 4, ℓ = 1, mℓ = 2, ms = -1/2 không thể chấp nhận được vì ℓ = 1 thì mℓ chỉ có 3 giá trị là -1, 0, +1. (4) n = 5, ℓ = -1, mℓ = 0, ms = +1/2 không thể chấp nhận được vì ℓ < 0. (5) n = 4, ℓ = 2, mℓ = 1, ms = +1/2 có thể chấp nhận được (6) n = 1, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 có thể chấp nhận được (7) n = 5, ℓ = 2, mℓ = -2, ms = -1/2 có thể chấp nhận được (8) n = 3, ℓ = -1, mℓ = -1, ms = +1/2 không thể chấp nhận được vì ℓ < 0. Dạng 4. Cấu hình electron nguyên tử Câu 1.10. Viết cấu hình electron của nguyên tử sau (a) Fe (Z = 26); (b) Cl (Z = 17); (c) Fe2+ ; (d) Fe3+ Giải Dựa vào các quy tắc sắp xếp electron vào các AO và sơ đồ trật tự năng lượng các AO ta có: (a) Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 (b) Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
  • 30. Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Lưu ý: ✓ Đối với cấu hình electron của ion âm (anion): điền thêm electron theo quy tắc Kleshkovski. ✓ Đối với cấu hình electron ion dương (cation): phải viết cấu hình của nguyên tử trung hòa trước, sau đó sắp xếp lại theo lớp rồi trừ từ bên ngoài vào. Câu 1.11. Xác định 4 số lượng tử của electron cuối cùng của Fe (Z = 26). Giải Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Electron cuối cùng của Fe (e thứ 26) nằm trên phân lớp 3d. Biểu diễn AO nguyên tử 3d6      mℓ -2 -1 0 +1 +2 Electron cuối cùng của Fe là electron thứ 6 trên 3d nên nằm trên AO có ml = -2 và ms = -1/2. Vậy 4 số lượng tử của electron cuối cùng của Fe là: n = 3, ℓ = 2, mℓ = -2, ms = -1/2. Bằng cách tương tự ta có thể xác định bộ bốn số lượng tử của 1 electron bất kỳ trong 26 electron của Fe và mỗi electron sẽ có 1 bộ 4 số lượng tử khác nhau. Câu 1.12. Xác định số electron độc thân của Fe (Z = 26) ở trạng thái bình thường. Giải Các electron phân lớp bên trong đã bão hòa nên chứa các electron đã ghép đôi. Xét phân lớp ngoài cùng 3d6 Biểu diễn AO nguyên tử 3d6      mℓ -2 -1 0 +1 +2 Vậy Fe có 4 electron độc thân.
  • 31. hình electron nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học Câu 1.13. Xác định vị trí của nguyên tố Co (Z = 27) trong hệ thống tuần hoàn (ô, chu kỳ, nhóm, phân nhóm) và tính chất đặc trưng của Co (kim loại, phi kim, hay khí hiếm)? Giải Cấu hình electron của Co: [Ar] 3d7 4s2 ✓ Co có 4 lớp electron nên thuộc chu kỳ 4. ✓ Co có e cuối cùng nằm trên 3d nên là nguyên tố họ d và phân nhóm B. ✓ Co có tổng cộng 7 + 2 = 9 electron hóa trị nên thuộc nhóm VIII. ✓ Co có Z = 27 nên thuộc ô số 27. ✓ Co là nguyên tố chuyển tiếp nên là kim loại. Như vậy vị trí của Co trong bảng hệ thống tuần hoàn là: chu kỳ 4, nhóm VIIIB, ô số 27, là kim loại. Câu 1.14. Cho các tiểu phân sau: C (Z = 6), Cl- (Z = 17), Mn2+ (Z = 25), B- (Z = 5), Ar (Z = 18), Zn (Z = 30), Fe3+ (Z = 26), Ge2+ (Z = 32). Các tiểu phân nào là đẳng electron với nhau? Giải Các tiểu phân đẳng electron với nhau bao gồm: (a) C và B- : 1s2 2s2 2p2 (b) Cl- và Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (c) Mn2+ và Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s0 (d) Zn và Ge2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Dạng 6. Các tính chất thay đổi tuần hoàn Câu 1.15. Sắp xếp các nguyên tố dưới đây theo thứ tự bán kính nguyên tử tăng dần: Fr (Z = 87), F (Z = 9), Na (Z = 23), Cl (Z = 17). Giải thích? Giải F và Cl thuộc nhóm VIIA, chu kỳ 2 và 3 nên bán kính tăng theo chiều F < Cl. K và Fr thuộc nhóm IA, chu kỳ 3 và 7 nên bán kính tăng theo chiều Na < Fr. Na và Cl cùng thuộc chu kỳ 3 nhóm IA và VIIA nên bán kính tăng theo chiều: Cl < Na. Do đó, bán kính nguyên tử tăng theo thứ tự: F < Cl < Na < Fr.
  • 32. xếp các ion dưới đây theo thứ tự bán kính tăng dần: O2- (Z = 8), F- (Z = 9), Na+ (Z = 11), Mg2+ (Z = 12). Giải thích? Giải Cả 4 ion trên đều có 10 electron nên chúng là các ion đẳng electron. Các ion đẳng electron, ion âm có bán kính lớn hơn. Trong các ion đẳng electron, điện tích dương càng lớn thì bán kính càng nhỏ; ngược lại điện tích âm càng lớn thì bán kính càng lớn. Do đó, bán kính ion tăng theo thứ tự: Mg2+ < Na+ < F- < O2- . Câu 1.17. Sắp xếp các nguyên tố dưới đây theo thứ tự năng lượng ion hóa I1 tăng dần: Mg (Z = 12), Al (Z = 13), Na (Z = 11), Si (Z = 14). Giải thích? Giải Cả 4 nguyên tố trên đều thuộc chu kỳ 3 với electron hóa trị là: Na (3s1 ), Mg (3s2 ), Al (3s2 3p1 ), và Si (3s2 3p2 ). Theo chiều từ trái sang phải năng lượng ion hóa I1 sẽ tăng tuy nhiên Mg có cấu hình electron hóa trị 3s2 bão hòa của phân lớp s nên năng lượng ion hóa I1 của Mg sẽ cao hơn I1 của Al 3s2 3p1 . Do đó, năng lượng ion hóa I1 tăng theo thứ tự: Na < Al < Mg < Si. Câu 1.18. Sắp xếp các nguyên tố dưới đây theo thứ tự ái lực với electron E tăng dần: Cs (Z = 55), Br (Z =35), K (Z = 19), F (Z = 9). Giải thích? Giải K và Cs thuộc nhóm IA, chu kỳ 4 và 6 nên ái lực với electron E tăng theo chiều Cs < K. F và Br thuộc nhóm VIIA, chu kỳ 2 và 4 nên ái lực với electron E tăng theo chiều Br < F. K và Br cùng thuộc chu kỳ 4 nhóm IA và VIIA nên ái lực với electron E tăng theo chiều: K < Br. Do đó, ái lực với electron E tăng theo thứ tự: Cs < K < Br < F. Câu 1.19. Sắp xếp các nguyên tố dưới đây theo thứ tự độ âm điện tăng dần: K (Z = 19), Al (Z = 14), Si (Z = 14), S (Z =16). Giải thích? Giải K thuộc nhóm IA, chu kỳ 4 nên độ âm điện thấp nhất. Al, Si và S nhóm IIIA, IVA và VIA; chu kỳ 3 độ âm điện tăng theo chiều Al < Si < S. Do đó, độ âm điện tăng theo thứ tự: K < Al < Si < S.
  • 33. TẬP TRẮC NGHIỆM -oOo- Câu 1.1. Nguyên tử nào sau đây có số electron = số proton = số nơtron: He; Be; C; 6 12 4 9 2 4 O; H; B; Na; 11 23 5 11 1 1 8 16 N; Ne; 10 22 Ca. 20 40 7 14 A. He, C, O, N, Ca. B. Be, H, B, Na, Ne. C. He, C, O, N, Ca, H. D. C, O, N, Ca, H, B, Ne. Câu 1.2. Số proton và nơtron trong hạt nhân nguyên tử U 92 235 lần lượt là: A. 92 – 235 B. 235 – 92 C. 92 – 143 D. 14 – 92 Câu 1.3. Chọn câu đúng: A. Khối lượng nguyên tử trung bình của một nguyên tử được xem như gần bằng khối lượng nguyên tử của đồng vị chiếm tỷ lệ % hiện diện nhiều nhất. B. Khối lượng của các hạt electron, proton, nơtron là xấp xỉ bằng nhau. C. Trong một nguyên tử hay một ion bất kỳ, số proton luôn luôn bằng số electron. D. Hạt nhân nguyên tử có kích thước rất bé hơn kích thước nguyên tử nhưng lại có khối lượng chiếm gần trọn khối lượng nguyên tử. Câu 1.4. Tổng số hạt proton, nơtron và electron của một nguyên tử là 48. Số hạt mang điện nhiều gấp đôi số hạt không mang điện. Vậy số khối A và điện tích hạt nhân Z của nguyên tố lần lượt là: A. 32, 16 B. 31, 15 C. 42, 12 D. 39, 19 Câu 1.5. Nguyên tố hóa học là: A. Tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nguyên tử. B. Tập hợp các nguyên tử có cùng các tính chất lý, hóa học. C. Tập hợp các nguyên tử có cùng số khối. D. Tập hợp các nguyên tử có cùng số nơtron trong nguyên tử Câu 1.6. Số proton và nơtron trong hạt nhân nguyên tử Po 84 209 là: A. 88 proton, 209 nơtron B. 209 proton, 84 nơtron C. 84 nơtron, 125 proton D. 84 proton, 125 nơtron Câu 1.7. Cho các nguyên tử: U; Pu; 94 244 Np 93 237 ; Am. 95 243 92 238 Các nguyên tử chứa ít nơtron và nhiều nơtron nhất là: A. Pu và Am B. U và Pu C. Np và Pu D. Np và Am Câu 1.8. Trong tự nhiên silic gồm có 3 đồng vị:
  • 34. lượng nguyên tử Hàm lượng % Si 14 28 27,977 92,23 Si 14 29 28,976 4,67 Si 14 30 29,974 3,10 Trong các phát biểu sau đây, có tổng cộng bao nhiêu phát biểu đúng? (i) Nguyên tử silic có 14 electron. (ii) Khối lượng nguyên tử trung bình của silic là 28,086. (iii) Nguyên tử silic có 14 nơtron. A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 Câu 1.9. Trong tự nhiên Mg gồm có 3 đồng vị: Đồng vị Khối lượng nguyên tử Hàm lượng % Mg 12 24 23,98504 78,99 Mg 12 25 24,98584 10,00 Mg 12 26 25,98259 11,01 Khối lượng nguyên tử trung bình của Mg được tính như sau: A. (24 + 25 + 26) : 3 = 25 B. (23,98504 + 24,98584 + 25,98259) : 3 = 24,98449 C. 23,98504x0,7899 + 24,98584x0,1000 + 25,98259x0,1101 = 24,30505 D. 24 x 0,7899 + 25 x 0,1000 + 26 x 0,1101 = 24,3202 Câu 1.10. Nguyên tử của một đồng vị của một nguyên tố X có tổng số hạt là 52 trong đó số electron ít hơn số nơtron 1 hạt. Đồng vị X có ký hiệu là: A. S 16 32 B. Cl 17 35 C. Si 14 28 D. P 15 31 Câu 1.11. Nguyên tử của một đồng vị của một nguyên tố X có tổng số hạt là 46, có số khối A = 31. Số hạt nơtron có trong hạt nhân nguyên tố X có giá trị là: A. N = 16 B. N = 14 C. N = 15 D. N = 17 Câu 1.12. Cho các nguyên tử: A 17 35 ; B; C; D. 18 38 18 36 17 37 Các cặp nguyên tử không phải là đồng vị là: A. A và B B. C và D
  • 35. B và C D. A và C, A và D, B và C, B và D Câu 1.13. Cacbon có 2 đồng vị là C 6 12 chiếm 98,89% và C 6 13 chiếm 1,11%. Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố carbon là: A. 12,5 B. 12,011 C. 12,021 D. 1 2,045 Câu 1.14. Đồng có 2 đồng vị bền là Cu 29 65 và Cu. 29 63 Nguyên tử khối lượng nguyên tử trung bình của đồng là 63,54. Thành phần phần trăm của đồng vị Cu 29 65 là: A. 30%. B. 27%. C. 28%. D. 27,5%. Câu 1.15. Một nguyên tố R có 2 đồng vị có tỷ lệ số nguyên tử là 27/23. Hạt nhân của R có 35 hạt proton. Đồng vị 1 có 44 hạt nơtron, đồng vị 2 có số khối nhiều hơn đồng vị 1 là 2. Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố R là bao nhiêu? A. 81 B. 80,08 C. 79,92 D. 80,5 Câu 1.16. Khối lượng nguyên tử B là 10,81. B gồm 2 đồng vị: B 5 10 và B. 5 11 Thành phần % đồngvị 1 B 5 11 trong phân tử H3BO3 là bao nhiêu? Biết H = 1 và O = 16 g/mol. A. 15%. B. 14%. C. 14,51%. D. 14,16%. Câu 1.17. Số proton, nơtron, electron của Cr3+ 24 52 lần lượt là: A. 24, 28, 24. B. 24, 28, 21. C. 24, 30, 21. D. 24, 28, 27. Câu 1.18. Các ion và nguyên tử S2– (Z = 16), Cl- (Z = 17), K+ (Z = 19), Ca2+ (Z = 20), Ar (Z =18) có: A. số electron bằng nhau. B. số proton bằng nhau. C. số nơtron bằng nhau. D. số khối bằng nhau. Câu 1.19. Có 3 orbital nguyên tử (AO): (1) n = 5, ℓ = 3; (2) n = 4, ℓ = 1; (3) n = 3, ℓ = 2. Tên của 3 AO lần lượt là: A. 5f, 4p, 3d B. 5p, 4s, 3f C. 5f, 4d, 3d D. 5d, 4p, 3s Câu 1.20. 1 orbital nguyên tử (AO) 4f tương ứng với bộ số lượng tử nào sau đây: A. n = 3, ℓ = 3; B. n = 4, ℓ = 3; C. n = 5, ℓ = 3; D. n = 4, ℓ = 2; Câu 1.21. Bộ các số lượng tử nào sau đây xác định nên orbital nguyên tử (AO) 3dxy:
  • 36. B. n, ℓ, mℓ C. n, ℓ, ms D. n, ℓ, mℓ, ms Câu 1.22. Tương ứng với bộ 2 số lượng tử; n = 3, ℓ = 1 có tổng cộng: A. 1 orbital nguyên tử B. 3 orbital nguyên tử C. 5 orbital nguyên tử D. 7 orbital nguyên tử Câu 1.23. Có tổng cộng bao nhiêu phát biểu sai trong các phát biểu sau đây? (i) Các AO lớp n luôn có năng lượng cao hơn AO lớp (n-1). (ii) Số lượng tử ℓ xác định hình dạng và số lượng AO trong một phân lớp. (iii) Công thức 2n2 cho biết số nguyên tố tối đa có thể có trong một chu kỳ trong hệ thống tuần hoàn. (iv) Số lượng tử chính n nhận giá trị nguyên dương từ 1 cho đến 7. A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 Câu 1.24. Có tổng cộng bao nhiêu bộ số lượng tử có thể chấp nhận trong các bộ sau đây? (i) n = 3, ℓ = 3, mℓ = +1. (ii) n = 3, ℓ = 2, mℓ = +2. (iii) n = 3, ℓ = 1, mℓ = -2. (iv) n = 3, ℓ = 0, mℓ = 0. A. 4 B. 3 C. 2 D. 1 Câu 1.25. Chọn phát biểu đúng về orbital nguyên tử (AO): A. Là vùng không gian bên trong đó có xác suất có mặt của electron ≥ 90%. B. Là quỹ đạo chuyển động của electron. C. Là vùng không gian bên trong đó các electron chuyển động. D. Là bề mặt có mật độ electron bằng nhau của đám mây electron. Câu 1.26. Trong các ký hiệu phân lớp lượng tử sau đây ký hiệu nào đúng? A. 1s, 3d, 4p, 2p, 3f. B. 5p, 3s ,4f, 2d, 1s. C. 3g, 5f, 2p, 3d, 4s. D. 1s, 2p, 4f, 3p, 4d. Câu 1.27. Chọn phát biểu đúng trong các phát biểu sau: 1. Trong cùng một nguyên tử, AO np có kích thước lớn hơn AO (n-1)p. 2. Trong cùng một nguyên tử, electron trên AO ns có mức năng lượng lớn hơn electron trên AO (n-1)s. 3. Trong cùng một nguyên tử, electron trên AO 3dxy có mức năng lượng lớn hơn electron trên AO 3dyz. 4. Xác suất gặp electron trên orbital 4f ở mọi hướng là như nhau.
  • 37. 3, 4. B. 1, 2, 3. C. 1, 2, 4. D. 1, 2. Câu 1.28. Orbital 6f có các số lượng tử n, ℓ và số electron tối đa lần lượt là: A. n = 6; ℓ = 1; 7 B. n = 6; ℓ = 2; 10 C. n = 6; ℓ = 4; 18 D. n = 6; ℓ = 3; 14 Câu 1.29. Orbital 1s của nguyên tử H có dạng hình cầu, nghĩa là: A. Xác suất gặp electron 1s của H giống nhau theo mọi hướng trong không gian. B. Quỹ đạo chuyển động của e là hình cầu. C. Khoảng cách của electron 1s đến nhân H luôn luôn không đổi. D. electron 1s chỉ di chuyển tại vùng không gian bên trong hình cầu ấy. Câu 1.30. Phát biểu nào sau đây là sai về số lượng tử từ mℓ? A. Đặc trưng cho sự định hướng của các AO trong không gian. B. Cho biết số lượng AO trong một lớp lượng tử. C. Có giá trị bao gồm – ℓ, … , 0 , … , +ℓ. D. Số giá trị của mℓ phụ thuộc vào giá trị của ℓ. Câu 1.31. Bộ 4 số lượng tử nào sau đây có thể chấp nhận được? A. n = 2, ℓ = 3, mℓ = 1, ms = -1/2 B. n = 5, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 C. n = 4, ℓ = 2, mℓ = -3, ms = -1/2 D. n = 5, ℓ = -3, mℓ = -1, ms = +1/2 Câu 1.32. Bộ 4 số lượng tử nào sau đây không thể chấp nhận được? A. n = 4, ℓ = 1, mℓ = -1, ms = -1/2 B. n = 2, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 C. n = 5, ℓ = 3, mℓ = 2, ms = -1/2 D. n = 1, ℓ = 2, mℓ = -2, ms = +1/2 Câu 1.33. Số electron tối đa và số lượng tử chính n của các lớp lượng tử K và O là: A. lớp K: 8e, n = 2; lớp O: 72e, n = 6 B. lớp K: 2e, n = 1; lớp O: 25e, n = 5 C. lớp K: 2e, n = 2; lớp O: 32e, n = 4 D. lớp K: 2e, n = 1; lớp O: 50e, n = 5 Câu 1.34. Chọn phương án đúng: Trạng thái của electron ở lớp ngoài cùng trong nguyên tử có Z = 29 được đặc trưng bằng các số lượng tử (quy ước electron điền vào các orbital theo thứ tự mℓ từ –ℓ đến +ℓ): A. n = 4, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 và -1/2 B. n = 3, ℓ = 2, mℓ = –2, ms = +1/2 C. n = 4, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2
  • 38. 3, ℓ = 2, mℓ = +2, ms = –1/2 Câu 1.35. Electron cuối của nguyên tử A có bộ các số lượng tử sau (quy ước electron điền vào các AO theo thứ tự mℓ từ –ℓ đến +ℓ): n = 3, ℓ = 2, mℓ = +2, ms = +1/2. Xác định số thứ tự trong bảng hệ thống tuần hoàn và công thức electron nguyên tử của A ở trạng thái cơ bản: A. Z = 21, A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 B. Z = 25, A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 C. Z = 24, A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 D. Z = 22, A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 Câu 1.36. Trạng thái của electron ở lớp lượng tử ngoài cùng trong các nguyên tử có Z = 23 được đặc trưng bằng các số lượng tử: A. n = 4, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = +1/2 và -1/2 B. n = 3, ℓ = 2, mℓ = -2, ms = +1/2 C. n = 3, ℓ = 2, mℓ = +2, ms = -1/2 D. n = 4, ℓ = 2, mℓ = +2, ms = -1/2 Câu 1.37. Ion X4+ có cấu hình e phân lớp cuối cùng là 3d3 . Vậy giá trị của 4 số lượng tử của e cuối cùng của nguyên tử X là (quy ước mℓ có giá trị từ –ℓ đến +ℓ): A. n = 3, ℓ = 1, mℓ = –1, ms = –1/2 B. n = 3, ℓ = 2, mℓ = +2, ms = +1/2 C. n = 3, ℓ = 2, mℓ = +1, ms = +1/2 D. n = 3, ℓ = 2, mℓ = –2, ms = –1/2 Câu 1.38. Electron cuối cùng của ion Cl– có bộ các số lượng tử sau (quy ước electron điền vào các AO theo thứ tự mℓ từ –ℓ đến +ℓ và Cl có Z = 17): A. n = 3, ℓ = 2, mℓ = +1, ms = +1/2 B. n = 3, ℓ = 1, mℓ = −1, ms = +1/2 C. n = 3, ℓ = 1, mℓ = 0, ms = −1/2 D. n = 3, ℓ = 1, mℓ = +1, ms = −1/2 Câu 1.39. Một ion R3+ có phân lớp cuối cùng của cấu hình electron là 3d5 . Cấu hình electron của nguyên tử R là: A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 4p1 B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s3 Câu 1.40. Ion S2– có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 3s2 3p6 . Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử S có bao nhiêu electron độc thân? A. 1 B. 2 C. 4 D. 6
  • 39. tố nào dưới đây có tổng spin trong nguyên tử lớn nhất theo quy tắc Hund? A. 24Cr B. 25Mn C. 29Cu D. 30Zn Câu 1.42. Nguyên tố nào dưới đây có tổng spin trong nguyên tử nhỏ nhất theo quy tắc Hund? A. 25Mn B. 27Co C. 29Cu D. 30Zn Câu 1.43. Cho các nguyên tố: 22Ti, 24Cr, 25Mn, 29Cu, 30Zn. Ở trạng thái cơ bản nguyên tố có nhiều và ít electron độc thân nhất lần lượt là: A. Mn, Cu B. Cr, Zn C. Ti, Mn D. Cr, Cu Câu 1.44. Chu kỳ 3 và chu kỳ 6 có tối đa bao nhiêu nguyên tố? A. Chu kỳ 3: 8 nguyên tố; Chu kỳ 6: 32 nguyên tố B. Chu kỳ 3: 8 nguyên tố; Chu kỳ 6: 18 nguyên tố C. Chu kỳ 3: 18 nguyên tố; Chu kỳ 6: 32 nguyên tố D. Chu kỳ 3: 8 nguyên tố; Chu kỳ 6: 18 nguyên tố Câu 1.45. Nguyên tố X ở chu kỳ 4, phân nhóm VIIB. Nguyên tố X có: A. Z = 26, là kim loại B. Z = 27, là phi kim C. Z = 18, là khí hiếm D. Z = 11, là kim loại Câu 1.46. Nguyên tử của nguyên tố X có 7 electron ở lớp ngoài cùng và thuộc chu kỳ 4. Có các phát biểu sau đây về X: (1) Cấu hình electron hóa trị của X là 4s2 3d5 . (2) X có điện tích hạt nhân Z = 35. (3) X thuộc chu kỳ 4, phân nhóm chính 7B trong bảng hệ thống tuần hoàn. (4) Số oxy hóa dương cao nhất của X là +7. Các phát biểu nào là đúng? A. 2, 3, 4 B. 2, 4 C. 1, 2, 3 D. 1, 3 Câu 1.47. Ion M3+ và ion X- có phân lớp cuối cùng lần lượt là 2p6 và 4p5 . Phát biểu nào sau đây là đúng? A. M thuộc chu kỳ 3, phân nhóm 3B, là kim loại; X thuộc chu kỳ 4, phân nhóm 5A, là phi kim. B. M thuộc chu kỳ 2, phân nhóm 8A, là khí hiếm; X thuộc chu kỳ 4, phân nhóm 6A, là phi kim.
  • 40. chu kỳ 3, phân nhóm 3A, là kim loại; X thuộc chu kỳ 4, phân nhóm 6A, là phi kim. D. M thuộc chu kỳ 3, phân nhóm 3A, là kim loại; X thuộc chu kỳ 4, phân nhóm 6B, là kim loại. Câu 1.48. Cấu hình electron hóa trị của nguyên tố có số thứ tự 33 trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố là: A. 4s1 4p2 B. 3d10 4s1 4p2 C. 4s2 4p3 D. 3d10 4s2 4p1 Câu 1.49. Nguyên tố A có 4 lượng tử của electron cuối cùng là n = 3; ℓ = 2; mℓ = +2; ms =+1/2. Quy ước các orbital được sắp xếp mℓ theo thứ tự từ -ℓ đến +ℓ. Nguyên tố A có: A. Z = 23 và là phi kim B. Z = 24 và là phi kim C. Z = 22 và là kim loại D. Z = 25 và là kim loại Câu 1.50. Ion A5+ có cấu hình e phân lớp cuối cùng là 3p6 . Vị trí của A trong bảng hệ thống tuần hoàn là: A. Chu kỳ 4, phân nhóm VIIB, ô 25 B. Chu kỳ 4, phân nhóm VB, ô 23 C. Chu kỳ 3, phân nhóm IVA, ô 14 D. Chu kỳ 4, phân nhóm VIB, ô 24 Câu 1.51. Ion X- có phân lớp electron ngoài cùng là 3p6 . Có các phát biểu sau đây về X: (i) Cấu hình electron hóa trị của X là 3s2 3p5 . (ii) X có điện tích hạt nhân Z = 17. (iii) X thuộc chu kỳ 3, phân nhóm chính VIIA trong bảng hệ thống tuần hoàn. (iv) X có số oxy dương lớn nhất là +7. Có tổng cộng bao nhiêu phát biểu đúng? A. 1 B. 3 C. 4 D. 2 Câu 1.52. Dãy nguyên tố nào sau đây sắp xếp theo chiều tăng dần của bán kính nguyên tử? A. C, N, Si, F. B. Na, Ca, Mg, Al. C. F, Cl, Br, I. D. S, O, Te, Se Câu 1.53. Xét các nguyên tố Cl, Al, Na, P, F. Thứ tự tăng dần của bán kính nguyên tử nào sau đây đúng? A. Cl < F < P < Al < Na B. F < Cl < P < Al < Na C. Na < Al < P < Cl < F D. Cl < P < Al < Na < F
  • 41. nguyên tử 6O, 7F, 14Si, 16S có bán kính R tăng dần theo dãy: A. RS < RSi < RF < RO B. RF < RO < RS < RSi C. RO < RF < RSi < RS D. RSi < RS < RO < RF Câu 1.55. Sắp các ion sau: 3Li+ , 11Na+ , 17Cl- , 19K+ , 35Br- , 53I- theo chiều tăng dần bán kính. A. Li+ < Na+ < Cl- < K+ < Br- < I B. Na+ < K+ < Cl- < Br- < I- < Li+ C. K+ < Cl- < Br- < I- < Na+ < Li+ D. Li+ < Na+ < K+ < Cl- < Br- < I- Câu 1.56. Cho các phát biểu sau đây, có tổng cộng bao nhiêu phát biểu đúng? (i) I1 của các nguyên tố phân nhóm chính trong cùng một chu kỳ tăng dần từ trái sang phải. (ii) Trong cùng một nguyên tố, có mối liên hệ sau: I3 = I1 + I2. (iii) Từ trên xuống trong phân nhóm chính nhóm I có I1 giảm dần. A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 Câu 1.57. Cho các nguyên tố 11Na, 12Mg, 13Al, 15P, 16S thuộc chu kỳ 3, năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của các nguyên tố trên tuân theo trật tự nào sau đây: A. Na < Al < Mg < S < P B. Na < Mg < Al < P < S C. Na < Al < Mg < P < S D. S < P < Al < Mg < Na Câu 1.58. Cho các nguyên tố có cấu hình electron như sau: (A): 1s2 2s2 2p4 (B): 1s2 2s2 2p3 (C): 1s2 2s2 2p6 (D): 1s2 2s2 2p6 3s1 Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của các nguyên tố tăng dần theo chiều: A. D < C < B < A B. A < B < C < D C. C < B < A < D D. D < A < B < C Câu 1.59. Ái lực electron của nguyên tố: A. là năng lượng phát ra (–) hay thu vào (+) khi kết hợp một electron vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích. B. tăng đều đặn trong một chu kỳ từ trái qua phải. C. có trị số bằng năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tố đó. D. là năng lượng cần tiêu tốn để kết hợp thêm một electron vào nguyên tử trung hòa. Câu 1.60. Nguyên tố nào sau đây có ái lực với electron lớn nhất? A. Rb B. C C. I D. Na
  • 42. tố nào sau đây có ái lực với electron lớn nhất? A. F B. Cl C. He D. Na Câu 1.62. Chọn phương án đúng: Sắp xếp các nguyên tố sau theo thứ tự ái lực với electron tăng dần: 15P, 16S, 17Cl, 25Br A. P < S < Br < Cl B. P < S < Cl < Br C. Br < Cl < S < P D. Cl < Br < S < P Câu 1.63. Nguyên tố nào sau đây có độ âm điện cao nhất? A. Cl B. F C. Na D. K Câu 1.64. Dãy nguyên tố nào sau đây sắp xếp theo chiều tăng dần độ âm điện của nguyên tố? A. Na, Cl, Mg, C. B. N, C, F, S. C. Li, H, C, O, F. D. S, Cl, F, P. Câu 1.65. Chọn phát biểu đúng: A. Độ âm điện của một kim loại luôn nhỏ hơn độ âm điện của một phi kim. B. Trong phân nhóm chính, từ trên xuống dưới độ âm điện tăng dần. C. Trong cùng một chu kỳ, từ trái qua phải độ âm điện tăng. D. Trong cùng một chu kỳ, các kim loại kiềm có độ âm điện nhỏ nhất. Câu 1.66. Sắp xếp các nguyên tố sau theo thứ tự độ âm điện tăng dần: 82Pb, 7N, 51Sb, 83Bi. A. Pb < Bi < Sb < N B. N < Sb < Bi < Pb C. Pb < N < Sb < Bi D. N < Sb < Pb < Bi Câu 1.67. Sắp xếp các nguyên tố sau theo thứ tự tính kim loại giảm dần: 55Cs, 20Ca, 12Mg, 19K, 4Be. A. Be > Mg > Ca > K > Cs B. Cs > K > Ca > Mg > Be C. K > Cs > Ca > Mg > Be D. Be > Mg > Ca > Cs > K Câu 1.68. Sắp xếp các hydroxyt của nguyên tố sau theo thứ tự tính bazơ tăng dần: 55Cs, 20Ca, 12Mg, 19K, 4Be. A. Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < KOH < CsOH B. CsOH < KOH < Ca(OH)2 < Mg(OH)2 < Be(OH)2 C. KOH < CsOH < Ca(OH)2 < Mg(OH)2 < Be(OH)2 D. Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < CsOH < KOH Câu 1.69. Cho các nguyên tố As, P, S và Cl. Sắp xếp các nguyên tố theo thứ tự tính phi kim tăng dần là: A. As < P < S < Cl B. Cl < S < P < As C. Cl < S < As < P D. P < S < Cl < As
  • 43. các hợp chất H2SO4, H3AsO4, HClO4, H3PO4. Sắp xếp các hợp chất theo thứ tự tính axit giảm dần là: A. H2SO4 > H3PO4 > HClO4 > H3AsO4 B. HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H3AsO4 C. H3AsO4 > H2SO4 > H3PO4 > HClO4 D. HClO4 > H2SO4 > H3AsO4 > H3PO4 -oOo- ĐÁP ÁN BÀI TẬP CHƯƠNG 1 1.1- A 1.2- C 1.3- D 1.4- A 1.5- A 1.6- D 1.7- C 1.8- C 1.9- C 1.10- B 1.11- A 1.12- D 1.13- B 1.14- B 1.15- C 1.16- D 1.17- B 1.18- A 1.19- A 1.20- B 1.21- C 1.22- B 1.23- C 1.24- C 1.25- A 1.26- D 1.27- D 1.28- D 1.29- A 1.30- B 1.31- B 1.32- D 1.33- D 1.34- C 1.35- B 1.36- C 1.37- B 1.38- D 1.39- B 1.40- B 1.41- A 1.42- D 1.43- B 1.44- A 1.45- D 1.46- B 1.47- C 1.48- C 1.49- D 1.50- B 1.51- C 1.52- C 1.53- B 1.54- B 1.55- D 1.56- D 1.57- A 1.58- D 1.59- A 1.60- C 1.61- B 1.62- A 1.63- B 1.64- C 1.65- D 1.66- A 1.67- B 1.68- A 1.69- A 1.70- B
  • 44. KẾT HÓA HỌC -oOo- Mục tiêu chương 2 Sau khi học xong chương này, sinh viên có khả năng: 1. Giải thích thích được bản chất của liên kết hóa học. 2. Định nghĩa được các đại lượng đặc trưng của liên kết hóa học. 3. Trình bày được cơ chế hình thành và tính chất cơ bản của các loại liên kết hóa học. 4. Dự đoán được trạng thái lai hóa và cấu trúc hình học phân tử của các phân tử cộng hóa trị. 5. Dự đoán được độ lớn góc hóa trị và mức độ phân cực của các phân tử cộng hóa trị. 6. Giải thích được các tính chất hóa lý từ đặc trưng của liên kết trong phân tử.
  • 45. TẮT LÝ THUYẾT 2.1 BẢN CHẤT LIÊN KẾT HÓA HỌC Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các electron tích điện âm và hạt nhân tích điện dương. Trong các tương tác hóa học chỉ có các electron hóa trị (là các electron ở những lớp hoặc phân lớp ngoài cùng) tham gia thực hiện liên kết. Các electron hóa trị nằm trong các AO hóa trị. 2.2 CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 2.2.1 Năng lượng liên kết là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết thành các nguyên tử ở thể khí (hay năng lượng giải phóng ra khi tạo thành liên kết từ các nguyên tử ở thể khí). AB (k) + EA-B ↔ A (k) + B (k) → Năng lượng liên kết EA-B = E phân ly AB 2.2.2 Độ dài liên kết là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau. 2.2.3 Góc hóa trị là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết. Hình 2.1. Góc hóa trị một số phân tử 2.2.4 Bậc liên kết được tính bằng số liên kết giữa hai nguyên tử trong phân tử. Bậc liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và chiều dài liên kết càng ngắn. Ví dụ: Liên kết Độ dài liên kết, dlk (pm) Năng lượng liên kết, ELK (kJ/mol) C-C C=C CC N-N N=N NN 154 134 120 145 123 110 346 610 835 163 418 945 107o
  • 46. CỘNG HÓA TRỊ THEO THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ-VB 2.3.1 Các luận điểm cơ bản • Một cặp nguyên tử trong phân tử được tạo thành từ một hoặc vài cặp electron dùng chung. • Bản chất của liên kết cộng hóa trị là sự che phủ lẫn nhau giữa các orbital nguyên tử hóa trị của các nguyên tử tương tác trong đó có hai electron có spin trái dấu. • Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ xen phủ của các AO lớn, độ xen phủ các AO phụ thuộc vào kích thước, hình dạng, hướng xen phủ và sự chênh lệch năng lượng của các AO. • Liên kết cộng hóa trị được biểu diễn bằng dấu hai chấm hay gạch nối. 2.3.2 Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị (CHT) • Liên kết CHT theo cơ chế góp chung: cặp electron liên kết do cả hai nguyên tử tương tác đóng góp, mỗi nguyên tử đóng góp một electron hóa trị độc thân. C H H H H C H H H H Hình 2.2. Liên kết CHT trong phân tử CH4 • Liên kết CHT theo cơ chế cho nhận (liên kết phối trí): cặp electron liên kết chỉ do một nguyên tử tương tác đóng góp, nguyên tử còn lại chỉ nhận. Điều kiện: nguyên tử cho phải có cặp electron hóa trị tự do, nguyên tử nhận phải có AO hóa trị tự do. N H H H + H+ N H H H H+ Hình 2.3. Liên kết CHT trong ion NH4 + 2.3.3 Các kiểu liên kết cộng hóa trị • Liên kết CHT kiểu  được tạo thành khi sự che phủ giữa các orbital nguyên tử tương tác xảy ra theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử.
  • 47. s p Hình 2.4. Sự che phủ trong liên kết CHT kiểu  • Liên kết CHT kiểu  được tạo thành khi các orbital nguyên tử tương tác che phủ với nhau về hai bên của trục nối hai hạt nhân. truïc lieân keát z lieân keát  truïc lieân keát lieân keát  pz dzx Hình 2.5. Sự che phủ trong liên kết CHT kiểu  • Liên kết  không định chỗ (liên kết  nhiều tâm): là loại liên kết  nhưng được thực hiện từ ba nguyên tử trở lên với electron tham gia tạo liên kết có thể nhiều hơn hai. Được dùng để giải thích bậc liên kết là số không nguyên và được ký hiệu bằng các dấu gạch chấm (---). C O O- O- C O- O O- C O O- O- C O O O 2- Hình 2.6. Liên kết  không định chỗ trong ion CO3 2- 2.3.4 Tính chất của liên kết cộng hóa trị a) Tính bão hòa: vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên số liên kết cộng hóa trị có thể tạo được cũng có giới hạn. Số liên kết cộng hóa trị tối đa của mỗi nguyên tố bằng số AO hóa trị của nguyên tố đó. b) Tính định hướng: muốn liên kết CHT bền vững thì mức độ che phủ của các AO phải cực đại. Sự che phủ cực đại xảy ra theo những hướng nhất định. Do đó liên kết CHT được tạo thành theo những hướng nhất định trong không gian. c) Tính phân cực: cặp electron trong liên kết CHT có thể bị lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn dẫn đến sự phân cực trong phân tử CHT. Đám mây electron bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn làm nguyên tử này tích điện âm - , nguyên tử kia tích điện dương + . trục liên kết liên kết  trục liên kết liên kết 
  • 48. tử có hai nguyên tử: liên kết CHT có tính phân cực nếu hai nguyên tử tương tác trong phân tử khác nhau và không phân cực nếu hai nguyên tử tương tác trong phân tử giống nhau. • Nếu phân tử có nhiều nguyên tử (lớn hơn hai), sự phân cực được quyết định bởi moment lưỡng cực. 2.3.5 Lưỡng cực và moment lưỡng cực Lưỡng cực điện: xem phân tử là một lưỡng điện cực trái dấu nhau (+ , - ) cách nhau một khoảng cách L gọi là độ dài lưỡng cực. Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có phương dọc theo liên kết, chiều hướng về nguyên tử âm điện hơn và độ lớn tính bằng công thức (2.1).  = L.q = L.e. (2.1) Moment lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ moment lưỡng cực của các liên kết và e hóa trị tự do. Tính có cực của các phân tử CHT ảnh hưởng đến khả năng hòa tan và hóa lỏng của chúng: các chất có cực thì tan tốt trong dung môi có cực, các chất không cực tan tốt trong dung môi không phân cực. Các chất có cực dễ hóa lỏng hơn các chất không cực. Ví dụ, ✓ H2, O2, N2 là phân tử gồm hai nguyên tử giống nhau nên là phân tử CHT không cực. ✓ CO2, BeCl2, CH4, CCl4, C6H6 là các phân tử CHT không cực vì là các phân tử có tính đối xứng nên  ⃗ ⃗ = 0 ⃗ . ✓ NO2, SO2, NH3, H2O là các phân tử bất đối xứng nên có  ⃗ ⃗ ≠ 0 ⃗ và là các phân tử có cực. 2.3.6 Thuyết lai hóa Trong nhiều trường hợp, các nguyên tử trung tâm không sử dụng các AO hóa trị thuần túy s, p, d, f để tạo liên kết. Trước khi tạo liên kết, chúng trộn lẫn các AO hóa trị trong nội bộ nguyên tử lại hình thành các AO mới rồi mới dùng các AO mới này tạo liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác. Hiện tượng này gọi là sự lai hóa các AO hóa trị, các AO thu được sau khi lai hóa gọi là AO lai hóa (hybrid orbital). • Đặc điểm của sự lai hóa: - Sự lai hóa chỉ xảy ra trong nội bộ một nguyên tử. - Số AO lai hóa thu được = số AO tham gia lai hóa.
  • 49. lai hóa có năng lượng và hình dạng hoàn toàn giống nhau và phân bố một cách đối xứng nhất trong không gian. - Các AO lai hóa chỉ có thể tạo được loại liên kết cộng hóa trị duy nhất là liên kết sigma (σ). • Điều kiện để lai hóa bền: Các AO tham gia lai hóa phải có năng lượng gần bằng nhau, mức độ che phủ các AO lớn, mật độ electron lớn. • Các kiểu lai hóa cơ bản - Lai hóa sp: xảy ra do sự tổ hợp của một AO s và một AO p để hình thành hai AO lai hóa sp, phân bố đối xứng dưới một góc 180o . 1AO s + 1 AO p 2 AO lai hóa sp Hình 2.7. Lai hóa sp Ví dụ, phân tử BeH2. Be là nguyên tử trung tâm ở điều kiện bình thường không có electron độc thân. Do đó, Be phải nhận năng lượng chuyển thành trạng thái kích thích Be* và có 2 electron độc thân trước khi thực hiện lai hóa. Trước khi thực hiện liên kết, trong nguyên tử Be xảy ra sự lai hóa sp giữa một AO 1s và 1 AO 2p để tạo hai AO lại hóa sp. Hai AO lai hóa sp của Be sẽ xen phủ với hai AO hóa trị chứa một e độc thân của H để tạo thành hai liên kết Be-H với góc liên kết 𝐻𝐵𝑒𝐻 ̂ = 180o . Trạng thái lai hóa sp của Be Sự xen phủ các orbital tạo liên kết Be-H Phân tử BeH2 Hình 2.9. Lai hóa trong phân tử BeH2 - Lai hóa sp2: xảy ra do sự tổ hợp một AO s và hai AO p tạo thành ba AO lai hóa sp2 , phân bố đối xứng hướng đến ba đỉnh của một tam giác đều tạo thành góc 120o .
  • 50. tử BCl3 B sử dụng một orbital 2s và hai orbital 2p tạo thành ba orbital lai hóa sp2 . Sự xen phủ ba orbital lai hóa này với ba orbital 3p chứa một e hóa trị độc thân của ba nguyên tử Cl tạo ba liên kết B-Cl, tương đương với góc hoá trị 120o . Hình 2.10. Lai hóa sp2 Cl Cl Cl sp2 sp 2 120 o 3p 3p 3p B Trạng thái lai hóa sp2 của B Sự xen phủ các orbital tạo liên kết B-Cl Phân tử BCl3 Hình 2.11. Lai hóa trong phân tử BCl3 - Lai hóa sp3: xảy ra do sự tổ hợp một AO s và ba AO p tạo thành bốn AO lai hóa sp3 phân bố đối xứng trong không gian hướng đến bốn đỉnh của một tứ diện đều tạo thành góc 109o 28’. s p p p sp sp sp sp 3 3 3 3 109 28' o Hình 2.12. Lai hóa sp3
  • 51. tử CCl4 C sử dụng một orbital 2s và ba orbital 2p tạo thành bốn orbital lai hóa sp3 . Sự xen phủ bốn orbital lai hóa này với bốn obitan 3p chứa một e hóa trị độc thân của bốn nguyên tử Clo tạo bốn liên kết C-Cl, tương đương với góc hoá trị 109o 28’. C Cl Cl Cl Cl Trạng thái lai hóa sp3 của C Sự xen phủ các orbital tạo liên kết C-Cl Phân tử CCl4 Hình 2.11. Lai hóa trong phân tử CCl4 2.3.7 Thuyết đẩy nhau giữa các cặp electron hóa trị (VSEPR) Sự sai lệch góc hóa trị xảy ra khi nguyên tử trung tâm còn các cặp electron hóa trị tự do còn gọi là cặp electron không liên kết (KLK). Ví dụ, so sánh góc hóa trị giữa các phân tử sau: CH4, NH3, H2O? Giải Góc hóa trị CH4 = 109,28o > NH3 = 107,3o > H2O= 104,5o Do CH4, NH3, H2O đều có nguyên tử trung tâm lại hóa sp3 , CH4 không có cặp e hóa trị tự do, NH3 có một cặp e hóa trị tự do, H2O có hai cặp e hóa trị tự do. Độ mạnh giữa các đôi e: KLK-KLK > KLK-LK > LK-LK nên góc hóa trị CH4 > NH3 > H2O.
  • 52. trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và cấu hình phân tử • Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm trong phân tử ABn Cách 1: Góc liên kết thực nghiệm có giá trị gần với góc của kiểu lai hóa nào thì nguyên tử trung tâm sẽ lai hóa kiểu đó. Ví dụ: CO2 (OCO = 180o ) → C lai hóa sp. SO2 (OSO = 119,5o ) → S lai hóa sp2 . NH3 (HNH = 107,3o ) → N lai hóa sp3 . Cách 2: Tính số đôi e hóa trị theo công thức (2.2): 𝑇 = 𝜎 + 𝑋 − 𝑌 2 Với, : số nguyên tử biên (hoặc số liên kết ) trong phân tử. X: tổng số electron hóa trị của các nguyên tử trong phân tử. Y: tổng số electron cần có để bão hòa các nguyên tử biên. Nếu T = 2, lai hóa sp; T = 3, lai hóa sp2 ; T = 4, lai hóa sp3 . Sự liên hệ giữa số cặp e hóa trị liên kết, số cặp e hóa trị tự do, kiểu lai hóa và cấu trúc hình học phân tử được liệt kê trong Bảng 2.1. Bảng 2.1. Các kiểu lai hóa của các phân tử CHT Số cặp e hóa trị Số cặp e tự do Kiểu lai hóa nguyên tử trung tâm Cấu trúc hình học Phân tử, ion 2 0 sp Thẳng hàng CO2, BeCl2, HCN 3 0 sp2 Tam giác đều BF3, NO3 - , CO3 2- 3 1 sp2 Dạng góc SO2, NOCl, O3 4 0 sp3 Tứ diện đều CH4, CCl4, SO4 2- , NH4 + 4 1 sp3 Tháp đáy tam giác NH3, NF3 4 2 sp3 Dạng góc H2O, H2S 2.4. LIÊN KẾT ION 2.4.1 Bản chất của liên kết ion: là lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. Sự hình thành liên kết ion xảy ra gồm hai giai đoạn: - Các nguyên tử (g) trao đổi e cho nhau tạo thành các ion (g). - Các ion (g) trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo tinh thể ion (s). Độ mạnh của liên kết ion phụ thuộc vào những yếu tố sau:
  • 53. ion: điện tích ion càng lớn thì liên kết ion càng mạnh. • Kích thước ion: bán kính ion càng nhỏ thì liên kết ion càng mạnh. • Độ chênh lệch độ âm điện giữa các nguyên tử tham gia tạo liên kết càng lớn thì liên kết tạo thành có độ ion càng lớn. 2.4.2 Các tính chất của liên kết ion • Không bão hòa • Không định hướng • Phân cực mạnh 2.4.3 Sự phân cực ion: là sự dịch chuyển đám mây e đối với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của điện trường một ion khác. Ion có đám mây biến dạng gọi là ion bị phân cực, còn ion có điện trường tác dụng gọi là ion phân cực (cation gây phân cực, anion bị phân cực). Hình 2.12. Sự phân cực ion Các yếu tố ảnh hưởng đến độ phân cực và độ bị phân cực của ion: điện tích, kích thước, cấu hình electron. ✓ Khi điện tích và cấu hình e như nhau thì độ phân cực tăng theo chiều giảm kích thước ion, độ bị phân cực tăng theo chiều tăng kích thước ion. ✓ Khi điện tích tăng độ phân cực của ion tăng lên. ✓ Khi điện tích như nhau và kích thước gần bằng nhau thì độ bị phân cực nhỏ nhất đối với ion có cấu hình khí trơ s2 p6 , lớn nhất đối với các ion có cấu hình ns2 np6 (n-1)d10 . Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất ion: • Sự phân cực trong liên kết ion làm tăng tính cộng hóa trị, tính ion giảm dẫn đến độ điện ly giảm. • Sự phân cực trong liên kết ion làm tăng tính cộng hóa trị, tính ion giảm dẫn đến điện tích hiệu dụng ion giảm → năng lượng mạng tinh thể giảm → độ bền tinh thể ion giảm → nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ phân ly giảm. + -
  • 54. KIM LOẠI 2.5.1 Đặc điểm cấu tạo kim loại: Mạng tinh thể của kim loại được tạo thành từ những ion dương ở nút mạng và các electron tự do (là các electron hóa trị bị bứt ra khỏi nguyên tử) chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể kim loại. Chính các electron tự do này tạo nên kiểu liên kết đặc biệt của kim loại: liên kết nhiều tâm. Hình 2.13. Mạng tinh thể ion 2.5.2 Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại Giải thích liên kết kim loại theo thuyết miền năng lượng: coi mỗi tinh thể kim loại là một đại phân tử có khoảng 1023 tâm, mỗi tinh thể gồm nAO hóa trị của một số lượng rất lớn các nguyên tử kim loại. Sự tổ hợp của nAO thành nMO (với (n/2) MOlk và (n/2) MOplk) có các mức năng lượng khác nhau. Do n rất lớn, các MO lân cận nhau chỉ có sự chênh lệch năng lượng không đáng kể. Tập hợp các MOlk và tập hợp các MOplk tạo thành các miền năng lượng. Miền năng lượng chứa các electron hóa trị gọi là miền hóa trị. Miền năng lượng không chứa các electron, nằm trên miền hóa trị gọi là miền dẫn. Nếu miền hóa trị và miền dẫn không che phủ nhau, khoảng cách giữa hai miền gọi là miền cấm. Hình 2.14. Chất dẫn điện – chất bán dẫn – chất cách điện Năng lượng Fermi
  • 55. chất của kim loại - Ánh kim; - Không trong suốt; - Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt; - Có tính dẻo. 2.6 CÁC LOẠI LIÊN KẾT LIÊN PHÂN TỬ 2.6.1 Liên kết Hydro Liên kết hydro là liên kết đặc biệt giữa H linh động liên kết với các nguồn dư điện tử khác của phân tử khác (liên kết H liên phân tử) hay nguyên tử khác trong chính phân tử đó (liên kết H nội phân tử). Khi nguyên tử H liên kết với các nguyên tử có độ âm điện lớn như F, O, N thì các cặp e liên kết bị lệch mạnh về phía F, O, N → H tích điện dương (H+ ) gọi là H linh động. Các nguyên tử của các nguyên tố có độ âm điện lớn, kích thước nhỏ (mật độ điện tích âm lớn) như N, O, F,… hay các nguồn e (liên kết bội, nhân thơm…) hoặc các cặp e không liên kết trên các nguyên tử được gọi là các nguồn giàu điện tử → có thể xem chúng tích điện âm (X- ). Hình 2.15. Một vài liên kết Hydro • Đặc điểm: Liên kết hydro có độ mạnh trung gian giữa liên kết cộng hóa trị và liên kết Van der Waals. • Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất của các chất: - Liên kết hydro làm tăng nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy của chất. - Giảm độ axit của dung dịch. - Tăng độ tan trong dung môi. Ví dụ: Nhiệt độ sôi của H2O cao hơn H2S do H2O có liên kết hydro liên phân tử còn H2S không có liên kết hydro. CH3OH tan vô hạn trong nước là do tạo được liên kết hydro với nước. 2.6.2 Liên kết Van der Waals (VDW) Liên kết VDW là loại liên kết xuất hiện giữa các phân tử hoặc các nguyên tử đã bão hòa điện tử hóa trị. Liên kết VDW có thể xuất hiện ở những khoảng cách tương đối lớn, có năng lượng nhỏ, có tính không chọn lọc và không bão hòa, có tính cộng.
  • 56. Liên kết Van der Waals xuất hiện do ba loại tương tác: định hướng, cảm ứng, khuếch tán. - Tương tác định hướng: xuất hiện giữa các phân tử có cực → tương tác lưỡng cực - lưỡng cực. Tương tác định hướng ↑ khi moment lưỡng cực của phân tử ↑ và To ↓ - Tương tác cảm ứng: xuất hiện giữa các phân tử có cực và không cực → tương tác lưỡng cực – lưỡng cực cảm ứng. Tương tác này chỉ đáng kể khi moment lưỡng cực của phân tử có cực lớn. - Tương tác khuếch tán: xuất hiện là nhờ lưỡng cực nhất thời của các phân tử không cực → tương tác lưỡng cực nhất thời - lưỡng cực nhất thời ↑ khi moment lưỡng cực ↓ và khối lượng phân tử ↑. • Ảnh hưởng của liên kết VDW đến tính chất của các chất: - Phân tử có cực càng lớn, khối lượng phân tử, kích thước của phân tử càng lớn thì liên kết VDW càng lớn, chất càng dễ hóa lỏng, trạng thái tập hợp phân tử có mật độ phân tử càng cao, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của phân tử càng lớn.
  • 57. TẬP CÓ LỜI GIẢI -oOo- Dạng 1. Liên kết cộng hóa trị Câu 2.1 Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm (được gạch gạch chân) và cấu trúc hình học của các chất sau: a) NO3 - b) NOCl, c) CO2, d) HCN Giải a) NO3 - -  = 3 - X = 5 + 6.3 + 1 = 24 - Y = 8.3 = 24 - T = 3 → N lai hóa sp2 , phân tử NO3 - dạng tam giác đều. b) NOCl -  = 2 - X = 5 + 6 + 7 = 18 - Y = 8.1 + 8.1 = 16 - T = 3 → N lai hóa sp2 , phân tử NOCl dạng góc. c) CO2 -  = 2 - X = 4 + 6.2 = 16 - Y = 8.2 = 16 - T = 2 → C lai hóa sp, phân tử CO2 dạng thẳng hàng. d) HCN -  = 2 - X = 1 + 4 + 5 = 10 - Y = 2.1 + 8.1 = 10 - T = 2 → C lai hóa sp, phân tử HCN dạng thẳng hàng. Câu 2.2. Xác định trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm, hình thành liên kết và cơ cấu hình học của phân tử sau:
  • 58. Xét phân tử CH4 C ở trạng thái kích thích có 4 e hóa trị độc thân: 1s2 2s1 2px 1 2py 1 2pz 1 Tổng số đôi electron hóa trị = 4 → C ở trạng thái lai hóa sp3 . Liên kết trong phân tử CH4 được hình thành như sau: C dùng một AO và ba AO 2p để tạo bốn AO lai hóa sp3 hướng đến bốn đỉnh của tứ diện đều (bốn AO lai hóa này đều chứa một e hóa trị độc thân). Bốn AO lai hóa của C sẽ che phủ cùng trục với bốn AO 1s của bốn H tạo bốn liên kết , góc hoá trị 109o 28’. Phân tử CH4 có dạng tứ diện đều: b) Xét phân tử SO2 Tổng số đôi e hóa trị = 3 → S lai hóa sp2 . S sử dụng một AO 3s và hai AO 3px, 3py tạo ba AO lai hóa sp2 , hai AO lai hóa chứa mỗi AO một cặp electron ghép đôi và một AO lai hóa còn lại chứa một electron độc thân). Liên kết trong phân tử SO2 được hình thành như sau: Một AO lai hóa chứa cặp electron ghép đôi của S sẽ xen phủ cùng trục với AO 2pz của O(2). Một AO lai hóa chứa e độc thân của S sẽ xen phủ cùng trục với AO 2py của O(1) (tạo liên kết ) và S sử dụng AO 3pz không lai hóa còn lại chứa một O(1) S O(2) O(1) O(2)
  • 59. xen phủ bên với AO 2pz chứa e độc thân của O(1). Sau khi hình thành liên kết S còn một cặp electron không liên kết. Phân tử SO2 có dạng góc, góc hóa trị OSO < 120o vì S còn đôi e KLK sẽ đẩy mạnh đôi e LK, làm cho góc hóa trị hẹp lại. Câu 2.3. Cho các liên kết B-Cl, Na-Cl, Ca-Cl, Be-Cl. Hãy sắp xếp các liên kết này theo trật tự mức độ phân cực tăng dần. Giải Với Cl = 3,16, xét độ âm điện của các nguyên tử còn lại và chênh lệch độ âm điện của các liên kết: Nguyên tử Độ âm điện  B 2,04 1,12 Be 1,57 1,59 Ca 1,00 2,16 Na 0,93 2,23 Do đó, độ phân cực của các liên kết tăng dần theo dãy: B-Cl < Be-Cl < Ca-Cl < Na-Cl Câu 2.4. Sắp xếp các phân tử sau theo chiều tăng dần của moment lưỡng cực: BH3, H2S, H2O. Giải Phân tử BH3 có kiểu lai hóa sp2 , cấu trúc tam giác phẳng, các moment lưỡng cực của từng liên kết lần lượt triệt tiêu nhau nên có moment lưỡng cực bằng 0. H2S và H2O có cùng kiểu lai hóa sp3 , cấu trúc góc. Ngoài ra, độ âm điện của O lớn hơn S nên liên kết H-O phân cực nhiều hơn liên kết H-S. Do đó, moment tổng trong phân tử H2O lớn hơn H2S. Như vậy, các phân tử xếp theo chiều tăng dần của moment lưỡng cực là: BH3 < H2S < H2O. Câu 2.5. Hãy xác định số electron độc thân có thể có của các nguyên tử sau: a) O (Z = 8) b) F (Z = 9) c) S (Z = 16) d) Cl (Z = 17)
  • 60. electron của Oxy là: 1s2 2s2 2p4 nên Oxy chỉ có thể có hai electron độc thân. d) Cấu hình electron của Flo là: 1s2 2s2 2p5 nên Flo chỉ có thể có một electron độc thân. c) Cấu hình electron của Lưu huỳnh ở trạng thái cơ bản và kích thích như sau: • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d1 • 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d2 Nên Lưu huỳnh có thể có 2, 4 hoặc 6 electron độc thân. d) Cấu hình electron của Clo ở trạng thái cơ bản và kích thích như sau: • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d1 • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d2 • 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d3 Nên Clo có thể có 1, 3, 5 hoặc 7 electron độc thân. Dạng 2. Liên kết ion Câu 2.6. Giải thích vì sao nhiệt độ nóng chảy giảm từ LiF đến LiI? Chất LiF LiCl LiBr LiI Tnc (o C) 848 607 550 469 Giải Từ LiF đến LiI: Bán kính ion X- ↑→ Độ bị phân cực của các ion X- ↑ → tính CHT ↑ → tính ion ↓ → Tnc ↓. Câu 2.7. Cho khoảng cách ngắn nhất (pm) giữa các ion trong các phân tử NaF, MgO, CaO, SrO và BaO lần lượt là 231; 210,6; 240,5; 258; và 176,2. Hãy sắp xếp các chất trên theo trật tự tăng dần của độ cứng và nhiệt độ nóng chảy. Giải Khoảng cách giữa các ion càng nhỏ, thì độ cứng và nhiệt độ nóng chảy càng tăng. Vì NaF có Z = 1 nên có độ cứng và nhiệt độ nóng chảy nhỏ nhất.