Chuyên đề bồi dưỡng HSG Hóa học 10 (mới nhất)

CHUYÊN ĐỀ I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
Phần I: HỆ THỐNG LÝ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
I. Thành phần cấu tạo nguyên tử
Bảng 1.1. Khối lượng và điện tích của proton, neutron và electron trong nguyên tử Khối lượng nghỉ Tên Kí hiệu kg u Điện tích Eletron e 9,1.10-31 5,5.10-4 -1,6.10-19C (1-) Proton p 1,673.10-27 1 +1,6.10-19C (1+) Neutron n 1,675.10-27 1 0
II. KÍCH THƯỚC, KHỐI LƯỢNG NGUYÊN TỬ 1. Kích thước
Kích thước của nguyên tử là khoảng không gian tạo bởi sự chuyển động của electron. Nếu xem nguyên tử
như một khối cầu thì đường kính nguyên tử khoảng 10-12m. 0
Nên thường biểu thị bằng đơn vị picomet (pm), nonomet (nm) hay angstrom A 0 1pm =10-12m; 1 A = 10-10m   1 10 nm = 100pm ; 1nm = 10-9m
2. Khối lượng của nguyên tử vô cùng nhỏ, để biểu thị khối lượng nguyên tử, các hạt cơ bản người ta dùng
đơn vị khối lượng nguyên tử là amu (atomic mass unit). - 24 1 19,9265.10 g 1amu = - 24 .m = = 1,66.10 g 12 C 12 12
* Khối lượng của nguyên tử bằng tổng số khối lượng của proton, neutron và electron: m  m  m  m NT p n e
* Nhưng vì khối lượng electron quá nhỏ so với khối lượng proton, nên ta xem như khối lượng nguyên tử gần
bằng tổng số khối lượng proton và neutron.
III. HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
1. Điện tích hạt nhân
* Trong nguyên tử: Z = số p = số e. 2. Số khối A.
* Số khối hạt nhân (A): là tổng số proton (Z) và neutron (N) có trong hạt nhân: A = Z + N
X: lµ kÝ hiÖu nguyªn tè hãa häc * Kí hiệu nguyên tử: 
A X Z: sè hiÖu nguyªn tö Z A = Z + N 
*Biểu thức trên thường dùng để xác định Z, N và A khi biết tổng số hạt cơ bản trong nguyên tử (hoặc ion). n M  M   ne - Đối với cation: n
Z  Z ; N  N n  A  A n M M M M M M Σe  Σe n  n M M - Đối với anion: m X X    me m Z Z ; m N N     A  A X X X X X 1 Σe Σe m   m X X
* Thông thường, với 82 nguyên tố đầu của hệ thống tuần hoàn (Z ≤ 82) thì 1  N  1,524 Z
IV. NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 1. Định nghĩa
Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân.
2. Số hiệu nguyên tử
Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố
đó. Số hiệu nguyên tử (kí hiệu là Z) cho biết:
- Số proton trong hạt nhân nguyên tử.
- Số electron trong nguyên tử.
3. Kí hiệu nguyên tử
Nguyên tử của nguyên tố X có số hiệu nguyên tử Z và số khối A, được kí hiệu AX Z V. ĐỒNG VỊ 1. Định nghĩa
* Các đồng vị của cùng một nguyên tố hoá học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số neutron,
do đó số khối A của chúng khác nhau.
2. Nguyên tử khối và nguyên tử khối trung bình
• Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn
vị khối lượng nguyên tử.
• Hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị với tỉ lệ phần trăm số nguyên tử xác định,
nên nguyên tử khối của các nguyên tố có nhiều đồng vị là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng
vị có tính đến tỉ lệ phần trăm số nguyên tử của mỗi đồng vị.
Giả sử nguyên tố A có hai đồng vị A1 và A2. Gọi A là nguyên tử khối trung bình, A1 là nguyên tử khối
của đồng vị A1, x1 là tỉ lệ phần trăm số nguyên tử của đồng vị A1; A2 là nguyên tử khối của đồng vị A2, x2 là
tỉ lệ phần trăm số nguyên tử đồng vị A2. Ta có:  1 1 2 2 A  x A x A 100
* Tổng quát: 1A 2
X (x %), A X (x %)..... nAX (x %) Z 1 1 Z 2 2 Z n n n x A i i x A  x A  .   x A 1 1 2 2 n n i 1 A    100 100
Ví dụ : bằng phương pháp phổ khối lượng, người ta xác định được trong tự nhiên nguyên tố chlorine
có hai đồng vị bền là 35 37
Cl(75,77%), Cl(24,23%) số nguyên tử. 17 17 2
Phổ khối lượng của chlorine
Nguyên tử khối trung bình của chlorine __ 35.75,77 + 37.24,23 A =  35,48  35,5 Cl 100
Nguyên tử khối của các nguyên tố hóa học ghi trong bảng tuần hoàn là nguyên tử khối trung bình
của các đồng vị trong tự nhiên. VI. VỎ NGUYÊN TỬ
1. Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo một quỹ đạo
xác định nào. Vì chuyển động rất nhanh nên electron tạo thành quanh hạt nhân một vùng không gian mang
điện âm gọi là mấy electron hay orbital nguyên tử.
2. OritalObitannguyêntửlàkhuvựckhônggianxungquanhhạtnhânmàtạiđóxácsuấtcómặt(xácsuấttìm
thấy) electron khoảng 90%. Orbital nguyên tử được kí hiệu là AO (Atomic Orbital).
Mô hình đám mây electron của nguyên tử hydrogen
3. Hình dạng orbital nguyên tử
Khi chuyển động trong nguyên tử, các electron có thể chiếm những mức năng lượng khác nhau đặc
trưng cho trạng thái chuyển động của nó. Những electron chuyển động gần hạt nhân hơn, chiếm những mức
năng lượng thấp hơn tức là ở trạng thái bền hơn, những electron chuyển động ở xa hạt nhân có năng lượng
cao hơn. Dựa trên sự khác nhau về trạng thái của electron trong nguyên tử, người ta phân loại thành các
orbital s, orbital p, orbital d và orbital f.
Hình dạng các orbital s và p được biểu diễn như hình sau: 3
Hình dạng các orbital d được biểu diễn như hình sau:
Từ hình ảnh các orbital nguyên tử, chúng ta thấy:
(Orbital s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử )
Orbital p gồm 3 orbital px, py và pz, có dạng hình số tám nổi. Mỗi orbital có sự định hướng khác nhau trong không gian.
(Orbital d, f có hình dạng phức tạp hơn.)
4. Lớp và phân lớp electron
a) Lớp electron
Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp, các lớp được sắp xếp từ gần hạt nhân ra ngoài.
Các electron trên cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Những electron lớp trong liên kết với hạt
nhân bền chặt hơn những electron ở lớp ngoài. Do đó, năng lượng của electron ở lớp trong thấp hơn năng
lượng của electron ở lớp ngoài. Vì vậy, năng lượng của electron chủ yếu phụ thuộc vào số thứ tự của lớp.
Thứ tự các lớp electron được ghi bằng các số nguyên n= 1, 2, 3, . . 7 n 1 2 3 4 5 6 7 Tên lớp K L M N O P Q
Theo trình tự sắp xếp trên, lớp K (n=1) là lớp gần hạt nhân nhất. Năng lượng của clectron trên lớp này
là thấp nhất. Sự liên kết giữa electron trên lớp này với hạt nhân là bền chặt nhất, rồi tiếp theo là những
electron của lớp ứng với n lớn hơn có năng lượng cao hơn.
Số electron tối đa trong mỗi lớp được xác địng bởi công thức 2n2 với: 1 ≤ n ≤ 4 (n là số thứ tự của lớp). Vậy:
Lớp K (n = 1) có tối đa 2e
Lớp L (n = 2) có tối đa 8e
Lớp M (n = 3) có tối đa 16e
Lớp N (n = 4) có tối đa 32e
Các lớp O, P, Q cũng tối đa 32e.
b) Phân lớp electron
Mỗi lớp electron phân chia thành các phân lớp được kí hiệu bằng
các chữ cái viết thường: s, p, d, f.
Các electron trên cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau.
Lớp thứ n có n phân lớp (1 ≤ n ≤ 4). Các lớp có n ≥ 5 có 4 phân
lớp. Electronởphânlớpnàothìgọitêntheophânlớpđó.
Số electron tối đa trong phân lớp như sau:
* Phân lớp s có tối đa 2e, kí hiệu s2
* Phân lớp p có tối đa 2e, kí hiệu p6
* Phân lớp d có tối đa 2e, kí hiệu d10
* Phân lớp f có tối đa 2e, kí hiệu f14 4