chương 3 định luật tuần hoàn, hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

 Theo quan điểm hiện đại: Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử..  Ở trạng thái bình thường: Cấu trúc electron được xác định bằng số electron trong nguy

CHƯƠNG 3

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

NỘI DUNG

3.1 Định luật tuần hoàn

3.2 Cấu trúc bảng hệ thống tuần hoàn

3.3 Sự thay đổi tính chất các nguyên tố trong

hệ thống tuần hòan.

 Theo quan điểm hiện đại:

Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử.

 Ở trạng thái bình thường:

Cấu trúc electron được xác định bằng số electron trong nguyên tử (= điện tích hạt nhân nguyên tử).

 Điện tích hạt nhân nguyên tử là đại lượng quyết định & đặc trưng cho tính chất của nguyên tử.

Định luật tuần hồn được phát biểu lại như sau:

Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích ện tích i n tích

h t ạt nhân nguyên tử của các nguyên tố

6

CẤU TRÚC CỦA BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

 Chu kỳ: Có 7 chu kỳ 1-7

 Nhóm:

từ I – VIII.

(phân nhóm A) và phân nhóm phụ (phân

nhóm B).

Lưu ý: Trong HTTH các nguyên tố f (họ lantanit và

actinit được xếp vào nhóm IIIB và được để ngoài

bảng chính Vì vậy thứ tự của các ô trong HTTH

của bảng chính không xếp một cách liên tục

9

 Ba chu kỳ đầu là những chu kỳ nhỏ, chỉ gồm 1 dãy nguyên tố.

 Chu kỳ VII: có 31 nguyên tố:

bao gồm 7 ng tố chính, 10 ng tố chuyển tiếp

và 14 ng tố Latanit.

ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

CÁC HỌ NGUYÊN TỐ

CÁC HỌ NGUYÊN TỐ

PHÂN NHÓM:

 Các ng tố có cấu trúc e- tương tự nhau

 Tính chất hóa học tương tự nhau

 8 phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)

 8 phân nhóm phụ B (nguyên tố họ d và f)

 Nguyên tố f thuộc phân nhóm phụ IIIB

 Các trường hợp công thức e- hóa trị gần bào

hòa hoặc bán bão hòa:

 (n-1)d 4 ns 2  (n-1)d 5 ns 1

 (n-1)d 9 ns 2  (n-1)d 10 ns 1

CÁC VÍ DỤ

XÁC ĐỊNH CẤU HÌNH ELECTRON

 Cho Z

 Cho 4 số lượng tử của electron cuối cùng.

 Biết cấu hình electron của ion tương ứng.

 Sr ở phân nhóm IIA  nguyên tố s.

 Cấu hình electron của V, Z=23

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

V ở chu kỳ 4

V ở phân nhóm VB (5 electron ở lớp ngoài cùng)

V thuộc họ d.

SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH

Trong cùng chu kỳ:

Số lớp e- không thay đổi, tổng số e- lớp ngoài cùng tăng  Lực hút của hạt nhân đối với e- tăng (khả năng nhường electron giảm).

Đầu chu kỳ Cuối chu kỳ

Tính kim loại giảm

Tính phi kim loại giảm

Tính oxy hóa, khử

Trong cùng phân nhóm:

 Cấu trúc e- hóa trị tương tự nhau  tính chất hóa học tương tự nhau.

hạt nhân giảm, khả năng nhường electron tăng.

Trong chu kỳ: Từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm dần (do Z tăng, n không đổi).

Ở các chu kỳ lớn: sự thay đổi không rõ ràng

Nguyên nhân: Là do electron sắp xếp trên các

orbital gần lớp ngoài cùng nên có hiệu ứng chắn đối với electron ở lớp ns lực hút giữa các hạt nhân và electron lớp ngoài cùng thay đổi không

rõ ràng.

Bán kính nguyên tử

29

 Trong phân nhóm: Từ trên xuống, do số lớp electron

tăng hiệu ứng chắn tăng R tăng

 Phân nhóm phụ: Nguyên tố 1 đến ng tố 2, bán kính nguyên tử tăng, sau đó hầu như không tăng.

 R tăng khi lực hút hạt nhân đối với e - ngoài cùng giảm.

Bán kính nguyên tử

 Các ion đẳng electron, cation có bán kính nhỏ hơn

anion (do Z của anion nhỏ hơn cation)

Năng lượng ion hóa:

 Năng lượng ion hóa (I): là năng lượng cần tiêu tốn để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử ở thể

tương ứng ở thể khí

Xk + I = X+k + 1 e

 I càng nhỏ ng tử càng dễ nhường electron tính kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh.

 Trong một PNC: Số lớp e ↑ hiệu ứng chắn↑ → I↓.

 Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hạt nhân lên e ↑ → I ↑

Năng lượng ion hóa:

 Trong phân nhóm phụ, theo chiều tăng điện tích hạt

nhân, năng lượng ion hóa tăng.

 Đối với nguyên tử nhiều electron, ngoài năng lượng ion hoá thứ nhất (I1) còn có năng lượng ion hoá thứ hai (I2), thứ ba (I3)…

I1 < I2 < I3…

Ái lực electron

 Ái lực electron (F) đặc trưng cho khả năng nhận electron của nguyên tử

 Ái lực electron: là năng lượng phát ra hay thu vào

khi kết hợp 1 electron vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích

Xk + e = X-k  F

 F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e,

do đó tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh

 Trong một chu kì: từ trái sang phải F của các ngtố

th ng ường tăng theo chiều tăng Z

 Trong một nhóm: từ trên xuống, F của các ngtố

Độ âm điện

 Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút mật độ electron về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của ng tố khác

hút e về phía mình khi tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn

 Trong 1 chu kỳ theo chiều tăng điện tích hạt nhân,

độ âm điện tăng

 Các nguyên tố s nhóm I có  nhỏ, các ng tố p nhóm

7 có  lớn nhất

Độ âm điện

A B

A E E

E     

2

) ( A B

B B A

A B

E

Nếu liên kết A-B không có cực thì E=0

Nếu liên kết A-B có cực thì E0

EA-B là năng lượng phân ly liên kết

Số oxy hóa

 Hóa trị của một nguyên tố là số e của mỗi nguyên

tử nguyên tố đó đã bỏ ra góp chung trong liên kết cộng hóa trị hay đã cho nhận trong liên kết ion

trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion

Các nguyên tắc xác định số oxy hóa

 Số oxy hóa của ng tố tự do bằng 0.

 Số oxy hóa của ion 1 ng tử = điện tích ion đó.

 Số oxy hóa của kim loại kiềm luôn bằng +1, của kiềm

thổ bằng +2.

 Số oxy hóa của oxy bằng -2

 Số oxy hóa của hydro bằng +1 (các hợp chất hydrua

của kim loại hoạt động bằng -1.

Các nguyên tắc xác định số oxy hóa

 Trong chu kỳ từ trái sang phải, số OXH dương cao nhất tăng dần và bằng STT của nhóm.

 Tổng số OXH trong phân tử trung hòa của các nguyên tố bằng 0.