Hóa đại cương tự học - Buổi 1: Các yếu tố quan trọng của electron | Hóa đại cương | Trường Đại học Khoa học Tự nhiên, Đại học Quốc gia Hà Nội

yHóa
đại cương tự học
II. Một số chú ý khi làm bài buổi 1: tập ở chương 2:
Trạng thái của electron được quy định bởi 
Đối với các ion đẳng electron, ion 4 yếu tố :
nào có Z lớn hơn thì có bán kính nhỏ
 Số lượng tử chính n hơn.  Số lượng tử phụ l 
Các ion đẳng electron là các ion có  Số lượng tử từ ml
cùng số lớp và phân lớp electron vd:  Số lượng tử spin ms
Na+ và F- => rna+1. Số lượng tử chính n 
Cùng một lớp 2 electron tác dụng
-Giúp xác định số lớp e, với n bằng
chắn yếu nhất lên phân lớp f
1,2,3,..,n thì có 1,2,3,..n lớp electron 
Phân lớp f bị chắn nhiều nhất, phân
- n càng lớn thì electron càng xa hạt nhân,
lớp s chắn nhiều nhất
liên kết càng kém bền vững. Đám mây 
Đối với các nguyên tử 1e giống như
elcectron càng lớn, độ phủ kín càng giảm.
hidro thì E3s=E3p=E3d vì mức năng
- đối với các nguyên tố giống hidro(có 1 e
lượng chỉ phụ thuộc vào n chứ không ngoài cùng) phụ thuộc l Ev= -13.6*(Z^2/n^2)
l p : orbital chỉ định hướng theo phương x x 2. Số lượng tử phụ l => m=-1
-Giúp xác định hình dạng obitan nguyên tử
p : orbital chỉ định hướng theo phương y => y và số phân lớp electron m=1
-số lượng tử phụ l=n-1. Với mỗi giá trị n sẽ
p ; orbital chỉ định hướng theo phương z => z có 1 giá trị l nên: m= 0  N=1, l=0 => phân lớp s
Nguyên lý loại trừ Pauli: “Trong một nguyên 
N=2, l=1,l=0 => phân lớp s,p
tử không thể tồn tại cùng 2 electron có 
N=3, l=2,l=1,l=0 => phân lớp s,p,d
cùng 4 giá trị lượng tử” 
N=4, l=3, l=2, l=1, l=0 => phân lớp
Sự phân bố electron trong nguyên tử s,p,d,f có nhiều e · l = 0 là s · l = 1 là p 
Dùng để so sánh mức năng lượng giữa các phân lớp. · l = 2 là d
Vd: so sánh mức năng lượng của5g, 6p, 7f · l = 3 là f -Hình dạng mây electron AO
 Mức năng lượng = n+l giá trị lớn hơn thì có
mức năng lượng lớn hơn, với các nguyên tử 
Phân lớp s mấy e có dạng hình cấu
có n+l bằng nhau thì nguyên tử nào có n lớn 
Phân lớp p mây e có dạng hình số 8
hơn thì có mức năng lượng lớn hơn. nổi
5g n+l= 5+4=9 6p n+l=6+1=7, 7f n+l= 
Phân lớp d mây e có dạng hình 4 giọt 7+3=10 nước( hoa thị) Dấu
hiệu nhận biết liên kết ion 
Phân lớp f có nhiều hình dạng phức
+Sự kết hợp giữa các nguyên tố nhóm IA với các tạp
nguyên tử nguyên tố nhóm VIA VIIA 3. Số lượng tử từ ml
Trên xuống độ âm điện giảm, từ trái sang phải
-Giúp xác định sự định hướng của mây độ âm điện tăng
electron, xác định số mây electron trong
Liên kết ion : +không có tính bão hòa một phân lớp
+ không có tính định hướng
-Ứng với mỗi giá trị l sẽ có (2l+1)ml
+ liên kết do sự chênh lệch độ Vd: l=2 => ml= -2,-1,0,1,2 âm điện lớn 4.Số lượng tử spin Phương pháp VB
-Liên quan đến sự chuyển động riêng của
+ Liên kết được hình thành bới sự góp electron, có 2 giá trị :
chung e độc thân của nguyên tử tham gia
Ms= ½ còn e độc thân và ms = -1/2 không
liên kết có xảy ra sự che phủ của mây còn e độc thân
electron -> các nguyên tử tham gia liên kết
phải có số e độc thân bằng nhau
+Sự xen phủ giữa 2 mây electron càng lớn
thì liên kết cộng hóa trị càng bền vững
+Liên kết CHT là liên kết có hướng, hướng
nghiêng về mây electron có độ chen phủ lớn
VD: tồn tại phân tử H2O mà không có H3O do
Zo=8 có 2 e độc thân ghép đôi với 2
Định đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ
nguyên tử H mỗi nguyên tử có 1e độc thân
hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo
“Khi được nhận năng lượng nguyên tử ở
bền này sang quỹ đạo bền khác:
trạng thái kích thích các e có thể nhảy
được từ mức năng lượng cao hơn xuống
mức năng lượng thấp hơn , phân lớp này
sang phân lớp khác (chỉ xảy ra trong cùng một lớp
Cách viết công thức Lewis
Chọn nguyên tố trung tâm
Đối với 1 số nguyên tố nhất định thì
điền vạch liên kết vào để giải
quyết( các nguyên tố lân cận nguyên tố trung tâm)
Xét nguyên tố trung tâm xem nguyên
tố đó có bao nhiêu e hóa trị( e ở lớp
ngoài cùng) trừ đi số e đã tham gia với
các nguyên tố lân cận số e còn dư sẽ
được biểu diễn bằng (.) Thuyết
lượng tử của Plank
Hóa đại cương tự học buổi 2:
Một nguyên tử, phân tử không hấp thụ năng
lượng một cách liên tục và hấp thụ năng
hóa học lượng tử
lượng hoàn toàn xác định theo công thức:
 Số thứ tự Z = số proton = số electron
 Khối lượng nguyên tử = mp + mn
 Điện tích của 1 proton = điện tích của
1 electron (nhưng ngược dấu)
Mô hình hành tinh nguyên tử của Rutherford:
+Hạt nhân gồm nơtron và proton là nơi tập
trung toàn bộ khối lượng của nguyên tử
+Điện tử( electron) xoay quanh hạt nhân
Ưu điểm: Xác định được
• Dạng cơ bản của nguyên tử
( Năng lượng của một hạt(photon) ánh sáng)
• Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử.
Hiệu ứng quang điện: • Điện tích hạt nhân
Khuyết điểm: Không giải thích được: • Tính bền nguyên tử. • Quang phổ vạch
Mẫu nguyên tử theo Bohr:
Định đề 1: electron quay quanh nhân trên Y=c/lamda
những quỹ đạo tròn đồng tâm xác định gọi là quỹ đạo bền.
Định đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo
bền không phát ra năng lượng điện từ. Ứng
với mỗi quỹ đạo sẽ có mức năng lượng xác
định,quỹ đạo gần nhân nhất có mức năng
lượng thấp nhất, càng xa hạt nhân năng lượng càng cao: Thuyết MO:
Bậc liên kết hay độ bội liên kết: N=(n-n*)/2
Trong đó: n là số e trên MO liên kết
n* là số e trên MO phản liên kết
Bản chất sóng của hạt vi mô:
Giữa 2 nguyên tử số liên kết càng lớn thì
năng lượng liên kết càng lớn độ dài liên kết càng nhỏ
Với các phân tử 2 nguyên tử A2:
+) Đối với các nguyên tố chu kỳ 1 gồm H và He:
Viết cấu hình như bình thường
Kết quả phương trình sóng: Năng lượng:
+) Đối với các nguyên tố chu kỳ 2 chia làm 2 dạng: Hàm sóng: 
Các nguyên tử cuối chu kỳ 2(O,F,Ne)
Trong quá trình giải xuất hiện các lượng tử
có hiệu mức năng lượng giữa 2s và m,l
2p khá lơn nên tổ lớp 2s và 2p riêng
nhau nên có thứ tự phân mức năng lượng 
Các nguyên tử đầu chu kỳ 2(Li, Be,
B,C,N) có hiệu mức năng lượng giữa
Một số công thức cần lưu ý trong
2 s và 2p khá nhỏ nên có sự tổ hợp
hóa học lượng tử:
của tất cả các obitan 2s và 2pz,có
thứ tự mức năng lượng:
Với các phân tử dị hạch AB : )
hist(du_lieu$cannang, col="green", ylab = "tanso", xlab = "cannang") pie(table(du_lieu$diemchu)) area <- c(1,2,3,4,2) height <- c(1,2,3,4,5) pie(area) barplot(height) attach(mtcars)
gioitinh <- sample(c("Nam", "Nu",
plot(wt,mpg) #trục hoành, trục tung "Nu"),45,replace = TRUE) data <- mtcars
diem_toan <- sample(seq(0,10,0.5),45, replace = TRUE) plot(data$wt,data$mpg) cannang <-rnorm(45,50,6)
#làm tăng dữ liệu dùng lệnh
du_lieu <- data.frame(gioitinh, diem_toan,cannang)
wt <- sample(data$wt,320,replace=T)
barplot(table(du_lieu$gioitinh)) length(wt)
#điểm toán đối thành điểm chữ
mpg <- sample(data$mpg,320, replace= T)
diemchu <- du_lieu$diem_toan plot(wt,mpg) diemchu <-replace(diemchu,
N=200 #biểu đồ tán xạ nếu x y là hàm
du_lieu$diem_toan>=8,"gioi") x <- runif(N, -4, 4) diemchu <-replace(diemchu,
du_lieu$diem_toan>=5&du_lieu$diem_toan<
y <- x^2 -2*x +3 + rnorm(N,0,2) 8,"Kha") plot(x,y) diemchu <-replace(diemchu,
du_lieu$diem_toan<5,"Trungbinh")
du_lieu<- data.frame(du_lieu, diemchu)
table(du_lieu$gioitinh, du_lieu$diemchu)
barplot(table(du_lieu$gioitinh,du_lieu$diemc hu),main="ten bieu do", col = c("blue", "yellow"), ylim = c(0,25), ylab ="Tanso", xlab = "Hoc luc", beside=TRUE)
barplot(table(du_lieu$cannang)) length(cannang) par(mfrow(1,1)