Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 8 Chương II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ Đến giữa thế kỷ 19, thế giới đã biết được hơn 60 nguyên tố hóa học và các hợp chất của các nguyên tố đó cũng như một số tính chất hóa – lý của chúng. Do đó cần phải hệ thống hóa các nguyên tố để tìm ra quy luật chung nói lên mối liên hệ giữa chúng. Năm 1869 Menđeleev (ngưới Nga) chọn khối lượng nguyên tử và tính chất hóa học của các nguyên tố làm tiêu chuẩn để hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó quan trọng nhất là khối lượng nguyên tử. Dựa trên mối liên quan giữa các nhóm nguyên tố giống nhau và không giống nhau Menđeleev đã xây dựng bản hệ thống tuần hoàn và trên cơ sở đó đã phát biểu định luật tuần hoàn. Menđeleev: tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử của các nguyên tố. Theo quan niệm hiện đại: tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử. Ở trạng thái bình thường cấu trúc electron nguyên tử được xác định bằng số electron trong nguyên tử, tức là điện tích hạt nhân: Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố. II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1. Các họ nguyên tố s, p, d, f a. Các nguyên tố họ s: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng ns 1 : kim loại kiềm ns 2 : kim loại kiềm thổ b. Các nguyên tố họ p: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 B – Al C – Si N – P O – S halogen khí trơ c. Các nguyên tố họ d: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng (n – 1)d 1 – 10 : 10 nguyên tố chuyển tiếp (kim loại chuyển tiếp) d. Các nguyên tố họ f: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai phân lớp trước ngoài cùng. (n – 2)f 1 – 14 : các nguyên tố đất hiếm 4f 1 – 14 : lantanoit 5f 1 – 14 : actinoit 2. Chu kỳ - Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố họ s, kết thúc bằng các nguyên tố họ p, ở giữa có thể có (có thể không có) các nguyên tố họ d, f. - Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn - Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s Generated by Foxit PDF Creator © Foxit Software http://www.foxitsoftware.com For evaluation only. Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 9 Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s và 6 nguyên tố họ p Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và một số nguyên tố họ d 3. Nhóm: là cột dọc các nguyên tố có tổng số electron hóa trị bằng nhau. Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng một phân nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học tương tự nhau. a. Phân nhóm chính A - Gồm các nguyên tố s và p điển hình: IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 - Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn - Bắt đầu từ chu kỳ II - Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng b. Phân nhóm phụ B - Gồm các nguyên tố họ d, f + Nhóm IIIB: ns 2 (n – 1)d 1 + Nhóm IVB: ns 2 (n – 1)d 2 + Nhóm VB: ns 2 (n – 1)d 3 + Nhóm VIB: ns 2 (n – 1)d 4 ns 1 (n- 1)d 5 (bán bão hòa sớm) + Nhóm VIIB: ns 2 (n – 1)d 5 + Nhóm VIIIB: ns 2 (n – 1)d 6,7,8 + Nhóm IB: ns 2 (n – 1)d 9 ns 1 (n – 1)d 10 (bão hòa sớm) + Nhóm IIB: ns 2 (n – 1)d 10 - Mỗi phân nhóm có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn + Riêng PNP VIIIB có 9 nguyên tố + PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2), mỗi phân nhóm gồm 1 nguyên tố lantanoit 6s 2 5f 1 – 14 và 1 nguyên tố actinoit 7s 2 5f 1 – 14 - Bắt đầu từ chu kỳ IV - Số thứ tự PNP = tổng số electron ở lớp ngoài cùng (trên ns) và phân lớp ngoài cùng (trên (n - 1)d) 4. Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong bảng HTTH a. Biết vị trí nguyên tố trong HTTH công thức e nguyên tử của nguyên tố Ví dụ: Se: STT = 34 Z = 34 Chu kỳ 4 n = 4 Nhóm VIA 4s 2 4p 4 công thức electron nguyên tử: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 b. Biết công thức e nguyên tử vị trí nguyên tố trong HTTH Generated by Foxit PDF Creator © Foxit Software http://www.foxitsoftware.com For evaluation only. Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 10 Ví dụ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 4d 10 Z = e = 47 Electron hóa trị: 5s 1 4d 10 X ở chu kỳ 5, PNP IB nguyên tố là Ag III. CẤU TRÚC ELECTRON NGUÊN TỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3 chiều: ngang, dọc và một phần nhỏ theo đường chéo. - Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau tính chất hóa học tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm + tính kim loại tăng, tính phi kim giảm + tính khử tăng, tính oxi hóa giảm - Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài cùng tăng lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng + tính kim loại giảm, tính phi kim tăng + tính khử giảm, tính oxi hóa tăng 1. Bán kính nguyên tử và ion r - Đám mây điện tử là vô cùng nên không thể xác định bán kính nguyên tử hay ion một cách chính xác. - Quy ước: + coi nguyên tử hay ion như những hình cầu + hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau + Bán kính (hiệu dụng) nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng bán kính hiệu dụng r phụ thuộc: + bản chất nguyên tử + đặc trưng liên kết + trạng thái tập hợp của chất a. Bán kính nguyên tử - Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm do Z tăng + trong chu kỳ nhỏ r giảm rõ rệt + trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng chắn r giảm chậm và đều đặn hơn - Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng hiệu ứng chắn tăng r tăng. - Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: r tăng nhưng không đều đặn như ở PNC: + Từ dãy 1 xuống dãy 2: r tăng do tăng thêm một lớp e + Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit b. Bán kính ion: r khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng Mà: lực hút đối với 1e e Z . Nên: Generated by Foxit PDF Creator © Foxit Software http://www.foxitsoftware.com For evaluation only. Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 11 - Đối với cùng một nguyên tố: r cation r nguyên tử < r anion; - Đối với cation của cùng một nguyên tố: r giảm theo chiều tăng điện tích ion - Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau (cấu trúc e tương tự nhau) r tăng theo chiều tăng Z nguyên tử - Đối với các ion đẳng e (cấu trúc e giống nhau) theo chiều tăng Z, r ion sẽ giảm 2. Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử. - Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích. X (k) = X + (k) + e I = H - I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng mạnh. - Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần. - Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống: số lớp e tăng tăng hiệu ứng chắn I giảm - Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng. Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e lớp ngoài cùng ns 2 không thay đổi. Do đó: + Z tăng rất nhanh lực hút hạt nhân đến electron ns 2 ở lớp ngoài cùng tăng + Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns hiệu ứng chắn hầu như không tăng; hiệu ứng xâm nhập của các electron s của lớp ngoài cùng tăng. 3. Ái lực electron F: đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố. - Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích. X (k) + e = X - (k) , F = H - 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. - Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X - nhưng ngược dấu: X X IF 4. Độ âm điện : đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác. - Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn - Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện - Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên. - Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm. * Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất. 5. Số oxi hóa - Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó tạo nên trong phân tử. - Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion - Nguyên tắc xác định số oxi hóa: + Số oxi hóa của nguyên tử tự do = 0 + Số oxi hóa của ion đơn giản, tạo thành từ một nguyên tử = điện tích của nó. Generated by Foxit PDF Creator © Foxit Software http://www.foxitsoftware.com For evaluation only. Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 12 + Số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị = điện tích của nguyên tử đó khi xem cặp e liên kết chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. + Số oxi hóa của kim loại kiềm bằng +1 + Số oxi hóa của oxi thường bằng -2 + Số oxi hóa của hydro thường bằng +1 + Trong phân tử trung hòa điện, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0 - Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm - Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm - Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các nguyên tố: + Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev: Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxi hóa chẵn bền hơn hẳn các số oxi hóa lẻ. Nguyên tố phân nhóm lẻ có các số oxi hóa lẻ bền hơn hẳn các số oxi hóa chẵn. + Trong số các mức oxi hóa trên, các mức oxi hóa có cấu hình khí trơ hay cấu hình bão hòa phân lớp ns thường bền hơn rõ rệt so với các số oxi hóa còn lại. + Trong một chu kỳ độ bền của số oxi hóa dương cao nhất giảm dần khi đi từ trái sang phải + Trong một PNC số OXH dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ 4 kém bền rõ rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 3, số OXH dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ 6 kém bền rõ rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 5 (tính tuần hoàn thứ cấp). + Trong một PNP các mức OXH cao bền vững dần khi đi từ trên xuống. Generated by Foxit PDF Creator © Foxit Software http://www.foxitsoftware.com For evaluation only. . Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 8 Chương II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ Đến giữa thế kỷ 19, thế giới đã. xây dựng bản hệ thống tuần hoàn và trên cơ sở đó đã phát biểu định luật tuần hoàn. Menđeleev: tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng. tính chất của các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố. II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.