Ôn tập chương nguyên tử

I. Nguyên tử

- Điều kiện bền của nguyên tử: p ≤  n ≤ 1,5.p

- Vì nguyên tử trung hòa về điện: số p = số e

- Khối lượng nguyên tử: m_{nguyên tử}  \( \approx \)  _{hạt nhân} \( \approx \) m_p + m_n

- Nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích hạt nhân bằng Z+

- Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số hiệu nguyên tử = số electron (e) = số proton (p)

Lưu ý: phân biệt số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) và điện tích hạt nhân (Z+)

- Số khối: A = Z + N

II. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỒNG VỊ

- Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.

- Kí hiệu nguyên tử : \({}_Z^AX\)

X : kí hiệu của nguyên tố

Z: số hiệu nguyên tử

A: số khối (A = Z + N)

- Đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số hạt proton, electron (cùng Z) nhưng khác nhau về số khối (khác A hoặc khác số nơtron)

III. NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH

\(\bar M = \dfrac{{{x_1}.{A_1} + {x_2}.{A_2} + ... + {x_n}.{A_n}}}{{100}}\)

Trong đó A₁, A₂,…, A_n là số khối của các đồng vị tương ứng

x₁, x₂,…, x_n là phần trăm số nguyên tử của đồng vị A₁, A₂,…, A_n

IV. LỚP ELECTRON VÀ PHÂN LỚP ELECTRON

Lớp electron:

Thứ tự lớp:    1    2     3     4    5     6    7

Tên lớp:        K    L    M     N    O     P     Q

Phân lớp electron

* Số electron tối đa trong một phân lớp

* Số electron tối đa trong một lớp

- Lớp electron đã đủ số e tối đa gọi là lớp electron bão hòa.

- Lớp electron bão hòa khi các phân lớp trong lớp đó bão hòa.

V. CẤU HÌNH ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ

1. Các bước viết cấu hình e nguyên tử

     B1: Điền lần lượt các e vào các phân lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng: 

                     1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s …

     B2: Sắp xếp lại theo thứ tự các lớp và phân lớp theo nguyên tắc từ trong ra ngoài:

                    1s 2s 2p 3s 3p 3d 3f 4s 4p 4d 4f …

     B3: Xem xét phân lớp nào có khả năng đạt đến bão hòa hoặc bán bão hòa thì có sự sắp xếp lại các electron ở các phân lớp (chủ yếu là d và f)

Chú ý: trường hợp đặc biệt: Các nguyên tố có cấu hình nguyên tử bán bão hòa:

     Cr (Z = 24) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s² chuyển thành 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹

     Cu (Z = 29) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s² chuyển thành 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

2. Đặc điểm của lớp e ngoài cùng dẫn đến tính chất

Các nguyên tố luôn có xu hướng nhường nhận electron để đạt cấu hình bát tử  của khí hiếm (8e lớp ngoài cùng trừ He)

- Kim loại là những chất có khả năng nhường electron

=> Kim loại có: 1, 2, 3 e lớp ngoài cùng => xu hướng nhường 1, 2, 3 e

Ví dụ Na (Z = 11): 1s²2s²2p⁶3s¹  => xu hướng nhường 1 e để đạt cấu hình Na⁺:1s²2s²2p⁶ => Na là kim loại.

- Phi kim là những chất có khả năng nhận electron

 => Phi kim : 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng => Xu hướng nhận 3, 2, 1 e

Ví dụ Cl (Z=17): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ => xu hướng nhận 1e để đạt cấu hình Cl^-:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ => Clo là phi kim.

Chú ý: Nguyên tử có 4 electron ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim loại hoặc phi kim.