1. Cấu tạo nguyên tử

1.1. Cấu tạo nguyên tử

Các hạt nhỏ nhất, không thể chia tách được bằng phương pháp hóa học là các nguyên tử. Nguyên tử chứa một hạt nhân cực nhỏ (đường kính khoảng 0,01.10^-12 m) và một vỏ nguyên tử lớn hơn hạt nhân khoảng 10 nghìn lần (hình 1.1).

Hình 1.1 Mô hình của nguyên tử Helium

Nhân nguyên tử được cấu tạo bởi những proton có điện tích dương và những neutron trung tính về điện; các electron mang điện tích âm tạo nên vỏ nguyên tử (bảng 1.1). Trong nguyên tử trung hòa về điện, số electron trong lớp vỏ bằng số proton trong nhân. Khối lượng của nguyên tử hầu như tập trung vào hạt nhân. Một proton hoặc neutron nặng hơn một electron 1840  lần. Do đó, số khối lượng của nguyên tử bằng tổng số khối lượng neutron và proton.

Bảng 1.1 Đặc tính của các hạt cơ bản

Tất cả các nguyên tử của một đơn chất đều có cùng số proton, tức là có cùng số điện tích trong hạt nhân. Chỉ có số neutron trong các nguyên tử của một đơn chất là có thể khác nhau. Một tập hợp nguyên tử có cùng số proton và khác neutron được gọi là chất đồng vị. Như vậy, một nguyên tố hóa học có thể có nhiều đồng vị khác nhau ở cùng một vị trí trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

Các đồng vị là những nguyên tử của một đơn chất, có cùng số proton trong nhân nhưng có số neutron khác nhau.

Khối lượng tương đối của nguyên tử (nguyên tử khối) của một đơn chất có thể được tính từ tỷ lệ các đồng vị và số khối của chúng.

Ví dụ: Hydrogen H có nguyên tử khối là A = 1,0079. Khí hydrogen chứa 99,21% hydrogen ¹H (gọi là proti, chỉ có 1 proton trong hạt nhân); 0,79% hydrogen nặng ²H (deuteri, có 1 proton và 1 neutron trong nhân) cũng như khoảng 10^-15 % hydrogen siêu nặng ³H (triti với 1 proton và 2 neutron nhân). Khối lượng tuyệt đối của nguyên tử là khối lượng thật sự của nguyên tử và bằng khối lượng nguyên tử tương đối nhân với đơn vị khối lượng nguyên tử u. Đơn vị khối lượng nguyên tử bằng 1/12 khối lượng của đồng vị cacbon ¹²C (u = 1,6605655.10^-24g).

92 nguyên tố hóa học có sẵn trong tự nhiên, 12 nguyên tố còn lại được biết cho đến nay là những đơn chất nhân tạo. Các nguyên tố khác nhau ở số nucleon (=số proton + số neutron) trong nguyên tử của chúng. Các phản ứng hóa học xảy ra qua sự thay đổi của vỏ nguyên tử.

Một nguyên tử trung hòa về điện chứa số electron trong vỏ bằng số proton trong nhân.

1.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học

Bảng tuần hoàn gồm các nguyên tố hoá học mà vị trí được đặc trưng bởi ô nguyên tố, chu kì và nhóm (hình 1.2). Các nguyên tố họ lanthanide và họ actinide được xếp riêng thành 2 hàng ở cuối bảng tuần hoàn.

Hình 1.2 Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Trong bảng hệ thống tuần hoàn hóa học, các nguyên tố sẽ được sắp xếp từ trái qua phải, từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.

1.2.1. Ô nguyên tố

Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố (hình 1.3). Mỗi ô nguyên tố cho biết các thông tin cần thiết về một nguyên tố hoá học. Số thứ tự của ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó.

Hình 1.3 Ô nguyên tố

1.2.2. Chu kỳ

Các nguyên tố hoá học có cùng số lớp electron trong nguyên tử được sắp xếp vào cùng một hàng ngang trong bảng tuần hoàn, gọi là chu kì (Hình 1.4).

Hình 1.4 Các chu kỳ nhỏ trong bảng hệ thống tuần hoàn

Hiện nay, bảng tuần hoàn có tất cả 7 chu kì. Nếu xét về số lượng các nguyên tố trong mỗi chu kì thì người ta chia làm hai loại chu kì như sau:

+ Chu kì nhỏ gồm các chu kì 1, 2, 3.

+ Chu kì lớn gồm các chu kì 4, 5, 6, 7.

Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử.

1.2.3. Nhóm

Nhóm là tập hợp các nguyên tố có tính chất hoá học tương tự nhau và được xếp thành cột, theo chiều tăng dần về điện tích hạt nhân (hình 1.5). Dựa vào đây, người ta xếp các nguyên tố hoá học vào từng nhóm, được kí hiệu bằng các chữ số La Mã (từ I đến VIII) trong bảng tuần hoàn.

Hình 1.5 Một số nhóm nguyên tố trong bảng tuần hoàn

Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học được phân loại thành 8 nhóm A (đánh số từ IA đến VIIIA) và 8 nhóm B (đánh số từ IB đến VIIIB). Trong đó, mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ hai cột cuối của nhóm VIIIB).

+ Nhóm A:

Nhóm A gồm 8 nhóm từ IA đến VIIIA.

Các nguyên tố nhóm A gồm nguyên tố s và nguyên tố p:

Nguyên tố s: Nhóm IA (nhóm kim loại kiềm, trừ H) và nhóm IIA (kim loại kiềm thổ). 

Nguyên tố p: Nhóm IIIA đến VIIIA (trừ He).

Số thứ tự nhóm A bằng số e lớp ngoài cùng và bằng số e hóa trị.

Các electron trong nguyên tử lần lượt chiếm những trạng thái năng lượng (mức/lớp năng lượng) từ thấp đến cao và được ký hiệu bằng các chữ cái từ K đến Q (hình 1.6).

Ví dụ: Trong nguyên tử chlorine Cl, lớp K chứa 2 electron, lớp L chứa 8 electron và ngoài cùng là lớp M chứa 7 electron. Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải, từ trên xuống dưới) trong bảng tuần hoàn của các nguyên tố.

Các nhóm chính của bảng tuần hoàn các nguyên tố có số thứ tự bằng số electron ở tầng ngoài cùng (ngoại trừ Helium với 2 electron, ở nhóm VIII)

Hình 1.6 Sự chiếm lũy tiến các lớp năng lượng bởi các nguyên tố của các nhóm A cho đến Krypton (Kr)

+ Nhóm B:

Nhóm B gồm 8 nhóm được đánh số từ IIIB đến VIIIB, IB và IIB theo chiều từ trái sang phải trong bảng tuần hoàn.

Nhóm B chỉ gồm các nguyên tố của các chu kỳ lớn.

Nhóm B gồm các nguyên tố d và nguyên tố f (thuộc 2 hàng cuối bảng).

Số thứ tự nhóm B bằng số e hóa trị (Trường hợp ngoại lệ: Số e hóa trị = 9, 10 thuộc nhóm VIIIB).

 Hình 1.7 Các nguyên tố thuộc nhóm B

2. Liên kết hoá học

Các nguyên tử có thể liên kết lại với nhau để hình thành hợp thể lớn hơn (phân tử hoặc tinh thể). Ví dụ: đa số các khí đơn chất gồm những phân tử cấu thành từ hai nguyên tử cùng loại như H₂, O₂, Cl₂, N₂. Trường hợp ngoại lệ là các khí hiếm đơn phân tử, hơi kim loại với những nguyên tử đơn lẻ, cũng như khí ozon O₃ gồm ba nguyên tử.

Hợp chất hóa học bao gồm các phân tử hoặc tinh thể ion được cấu tạo từ các nguyên tố khác nhau. Trong hợp chất, nguyên tử của các nguyên tố kết hợp với nhau theo tỉ lệ và thứ tự nhất định.

Ví dụ : Phân tử methane được tạo bởi 4 nguyên tử của nguyên tố hydrogen và 1 nguyên tử của nguyên tố carbon (Hình 1.8a); phân tử sulfur dioxide được tạo bởi 2 nguyên tử của nguyên tố oxygen và 1 nguyên tử của nguyên tố sulfur (Hình 1.8b); …

Hình 1.8 Hình mô phỏng phân tử methane (a) và sulfur dioxide (b)

                                                                                                Nguồn: SGK KHTN7-NXB GDVN

2.1. Liên kết ion

Nguyên tử của những nguyên tố có ít electron ở lớp ngoài cùng, tức là các kim loại ở bên trái của bảng tuần hoàn các nguyên tố, có thể chuyển một hay nhiều electron cho nguyên tử có nhiều electron ở lớp ngoài cùng, tức là các phi kim ở bên phải của bảng tuần hoàn.

Ví dụ: Một nguyên tử sodium (Na) có thể chuyển electron ngoài cùng cho lớp ngoài cùng của nguyên tử chlorine (Cl). Sự chuyển electron này sẽ tạo nên một ion dương (cation) Na⁺ và một ion âm (anion) Cl^- (hình 1.9)

Hình 1.9 Liên kết ion do sự chuyển lớp của electron

Qua sự chuyển electron từ một nguyên tố này sang một nguyên tố khác, những ion mang điện tích dương và những ion mang điện tích âm sẽ hình thành.

Bằng cách này, cả hai loại ion đạt được trang thái bền vững đặc biệt với 8 electron ở lớp ngoài cùng. Giữa hai loại ion này có lực hút tĩnh điện, liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

 Lực hút tĩnh điện tác động ra mọi hướng trong không gian và có thể hình thành một tinh thể ion. Ở trạng thái rắn, tinh thể ion không dẫn điện vì các ion bị giữ chặt ở vị trí của chúng.

2.2. Liên kết cộng hoá trị (liên kết nguyên tử)

Để có lớp electron ngoài cùng giống nguyên tử của nguyên tố khí hiếm gần nhất, các nguyên tử của nguyên tố phi kim có xu hướng góp chung electron. Trong liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử cùng loại hoặc giống nhau tiếp cận đến mức các electron ngoài cùng sẽ xen phủ lên nhau. Qua đó, những cặp electron chung hình thành (hình 1.10). Trong vùng xen phủ, cả hai electron đều gần như có khoảng cách bằng nhau đến hai hạt nhân nguyên tử và chịu lực hút gần bằng nhau của hai hạt nhân. Như vậy, cặp electron thuộc về cả hai nguyên tử.

Liên kết cộng hóa trị là liên kết hóa học được hình thành do sự dùng chung một hay nhiều cặp electron giữa các nguyên tử.

Liên kết cộng hóa trị giữa các nguyên tử cùng loại, cặp electrong dùng chung không bị lệch về phía nguyên tử nào gọi là liên kết cộng hóa trị không cực.

Hình 1.10 Cặp electron chung trong liên kết nguyên tử

Liên kết cộng hóa trị chủ yếu hình thành giữa những nguyên tử phi kim loại.

Một liên kết nguyên tử có thể được thể hiện bởi một gạch nối, ví dụ: Cl–Cl. Gạch nối này thay thế một cặp electron chung. Nối đôi (hai cặp electron) được thể hiện bởi hai gạch nối song song, ví dụ O=O, và nối ba bởi ba gạch như trong N N.

2.3. Liên kết cộng hoá trị phân cực

Lực từ những nguyên tử cùng loại, ví dụ như phân tử chlorine Cl₂, có thể tạo nên liên kết cộng hóa trị thuần túy. Tuy nhiên, trong các phân tử được cấu tạo từ những nguyên tử khác nhau, nhân của nguyên tố có độ âm điện cao hơn sẽ hút cặp electron chung mạnh hơn về phía mình, ví dụ trong trường hợp phân tử hydrogen chloride HCl, nhân của nguyên tố chlorine hút cặp electron chung với nguyên tử hydrogen (hình 1.11). Qua đó, điện tích được phân bố bất đối xứng giữ hai nguyên tử liên quan. Nguyên tử Cl nhận được một phần điện tích âm  và nguyên tử H có một phần điện tích . Hai phần điện tích này luôn luôn nhỏ hơn điện tích của một ion mang điện tích đơn.

Hình 1.11 Liên kết cộng hóa trị phân cực của nguyên tử hydrogen chloride HCl

Liên kết cộng hóa trị, trong đó các nguyên tử tham gia mang một phần điện tích, được gọi là liên kết cộng hóa trị phân cực.

Trong liên kết cộng hóa trị, thước đo lực hút của một nhân nguyên tử lên cặp electron chung là độ âm điện. Theo quy ước, độ âm điện của fluorine, nguyên tố có độ âm điện cao nhất, là 4,0 (bảng 1.2)

 Bảng 1.2 Độ âm điện của các nguyên tố nhóm chính

Sự khác biệt về độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết với nhau là thước đo độ phân cực của liên kết cộng hóa trị.

Qua sự liên kết cộng hóa trị phân cực này, lưỡng cực phân tử được hình thành. Ví dụ về lưỡng cực phân tử là phân tử HCl, phân tử nước H₂O có dạng góc, hay phân tử ammonia NH₃ với các nguyên tử chiếm các góc của một khối bốn mặt, nhưng phân tử carbon dioxide có cấu trúc đối xứng không phải lưỡng cực phân tử (hình 1.12).

Lưỡng cực phân tử có hai phía mang điện tích trái dấu.

Hình 1.12 Sự hình thành phân tử lưỡng cực

2.4. Liên kết hydro

Nếu các nguyên tử hydrogen liên kết với nguyên tử có độ âm điện cao như flourine, oxygen hoặc nitrogen, chúng sẽ có được một phần điện tích dương tương đối cao. Do đó, nguyên tử H có thể hút các nguyên tử có điện tích âm trong những nguyên tử khác bằng tĩnh điện. Như vậy, các nguyên tử H của hydrogen flouride HF sẽ kết nối với nguyên tử F của phân tử bên cạnh, hoặc là các nguyên tử H của phân tử nước kết nối với nguyên tử O của phân tử nước bên cạnh (hình 1.13).

Hình 1.13 Liên kết hydro

Năng lượng liên kết của liên kết hydro nhỏ hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị.

Liên kết giữa những nguyên tử hydrogen và những nguyên tử có độ âm điện lớn trong các liên kết cộng hóa trị phân cực gọi là liên kết hydro.

2.5. Liên kết kim loại

Trong đa số trường hợp, kim loại kết tinh theo một trong ba dạng của mạng tinh thể kim loại (hình 1.14), trong đó những ion kim loại dương (lõi nguyên tử) chiếm các nút mạng.

Hình 1.14 Mạng tinh thể của kim loại

Trong mạng tinh thể lập phương tâm khối, mỗi ion kim loại có tám ion lân cận, trong mạng tinh thể lập phương tâm mặt và trong mạng tinh thể lục phương, mỗi ion kim loại có mười hai ion lân cận. Trong hình 1.14, các ion được vẽ cách xa nhau để dễ thấy, nhưng trên thực tế chúng nằm sát nhau hơn nhiều. Các electron phát ra từ lớp ngoài cùng của các nguyên tử di chuyển tự do giữa các ion kim loại mang điện tích dương được giữ cố định (hình 1.15). Sự chuyển động của các electron cũng là nguyên nhân của tính dẫn điện của kim loại. Dòng điện trong kim loại chính là sự chuyển động của các electron tự do qua mạng ion kim loại cố định.

Liên kết kim loại là liên kết hóa học hình thành từ lực hút tĩnh điện giữa các thể dẫn electron (dưới dạng đám mây electron của các electron phân chia) và các ion kim loại mang điện tích dương.

Hình 1.15 Liên kết kim loại (mạng ion dương và các electron chuyển động tự do)

2.6. Những lực liên kết khác giữa các phân tử

Giữa những phân tử riêng lẻ cũng có thể có lực hút, lực này được gọi là lực van der Waals theo tên của nhà hóa học Hà Lan van der Waals (1837 – 1923). Sự chuyển động không ngừng của các electron quanh nhân nguyên tử tạo ra momen lưỡng cực thay đổi nhanh trong một phân tử.

Qua đó, các phân tử hút lẫn nhau, điều này không phụ thuộc vào cấu trúc lớp vỏ electron của chúng. Sự hút giữa các nguyên tử khí hiếm cũng có nguyên nhân ấy.

Lực van der Waals là loại lực hút yếu nhất giữa các phân tử.

Nếu năng lượng liên kết của một liên kết cộng hóa trị lớn khoảng 100 kJ/mol thì năng lượng liên kết của một liên kết hydro chỉ vào khoảng 10 kJ/mol và năng lượng liên kết van der Waals vào khoảng 1 kJ/mol.