Bảng tuần hoàn và định luật tuần hoàn

Chơng 2 Bảng tuần hoàn và định luật tuần hoàn A. Tóm tắt lí thuyết I - Cấu tạo bảng tuần hoàn + Các nguyên tố hoá học đợc xếp vào một bảng gọi là bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học. Sự sắp xếp các nguyên tố thực hiện theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân. Mỗi nguyên tố đợc xếp vào 1 ô, các nguyên tố đợc xếp theo chu kì (hàng) và nhóm (cột). Khi đi từ trái qua phải (theo chu kì) hay đi từ trên xuống dới (theo nhóm) điện tích hạt nhân tăng dần. + Dạng bảng dài có 18 cột và 9 hàng. Hai hàng phụ có 14 cột gồm có 14 nguyên tố khá giống nhau thuộc hai họ nguyên tố : họ Lantan và Actini. 1. Ô nguyên tố Mỗi ô nguyên tố hoá học có các thông số về nguyên tố nh số hiệu nguyên tử, kí hiệu nguyên tố, tên nguyên tố cấu hình electron, độ âm điện . Các nguyên tố đợc phân thành các nguyên tố nhóm A và các nguyên tố nhóm B. 2. Chu kì và nhóm + Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Mỗi chu kì đều mở đầu bằng một kim loại kiềm (trừ chu kì 1 là hiđro) và kết thúc bằng một khí hiếm. Số thứ tự của chu kì trùng với số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó. Bảng tuần hoàn các nguyên tố có 7 chu kì. + Nhóm là cột các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tơng tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau. 33 Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có tổng số electron lớp ngoài cùng (electron hoá trị) bằng nhau và phân bố electron giống nhau. Các nguyên tố nhóm A có các electron ngoài cùng ở trên phân lớp s và p. Tổng số electron trên các phân lớp này chính bằng số thứ tự của nhóm. Các nguyên tố nhóm B có các electron ở phân lớp s ngoài cùng và các electron có tác dụng hỗ trợ hoá trị ở phân lớp d cận ngoài cùng (hay phân lớp f) vì thế quy tắc xác định nhóm có ngoại lệ. 3. Chu kì và cấu hình electron của các nguyên tố a) Chu kì nhỏ Chu kì 1 : Gồm 2 nguyên tố là H (Z=1) và He (Z=2) với một lớp electron (n = 1) và có cấu hình electron H : 1s 1 và He : 1s 2 . Chu kì 2 : Gồm 8 nguyên tố, từ Li (Z = 3) đến Ne (Z = 10) với 2 lớp electron (n = 2). Trong lớp thứ nhất có 2 electron (1s 2 ). Các electron còn lại đợc phân bố với số tối đa 2 electron vào phân lớp 2s và 6 electron vào phân lớp 2p Li : 1s 2 2s 1 cho đến Ne : 1s 2 2s 2 2p 6 . Chu kì 3 : Gồm 8 nguyên tố, từ Na (Z = 11) đến Ar (Z = 18) với 3 lớp electron (n = 3). Hai lớp trong đã đầy đủ. Các electron còn lại đợc phân bố vào các phân lớp 3s và 3p tơng tự nh các nguyên tố chu kì 2 Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 cho đến Ar : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Mặc dù còn phân lớp 3d trống nhng chu kì 3 cũng kết thúc ở nguyên tố Ar. b) Chu kì lớn Chu kì 4 : Gồm 18 nguyên tố từ K (Z = 19) đến Kr (Z = 36) với 4 lớp electron (n = 4). Ba lớp electron bên trong đã đợc xếp đầy (trừ phân lớp 3d) với 18 electron. Hai electron thứ 19 và 20 đợc phân bố vào phân lớp 4s (K (Z = 19) và Ca (Z = 20)). Sau đó sự phân bố electron đợc tiếp tục với phân lớp 3d từ 3d 1 đến 3d 10 của 10 nguyên tố nhóm B: từ Sc (Z = 21) đến Zn (Z = 30). Sau khi đủ 10 electron của phân lớp 3d, 6 electron tiếp theo đợc phân bố vào phân lớp 4p của sáu nguyên tố nhóm A : từ Ga (Z = 31) cho đến Kr (Z = 36). 34 Chu kì 5 : Gồm 18 nguyên tố, từ Rb (Z = 37) đến Xe (Z = 54), sự phân bố electron xảy ra tơng tự nh ở chu kì 4 nhng với các phân lớp 5s, phân lớp 4d và phân lớp 5p và kết thúc ở Xe với cấu hình electron: [Kr] 5s 2 4d 10 5p 6 . Chu kì 6 : Gồm 32 nguyên tố từ Cs (Z = 55) đến Rn (Z = 86), sự phân bố electron diễn ra phức tạp hơn: bắt đầu từ phân lớp 6s, 4f, 5d và 6p. Chu kì 6 kết thúc ở nguyên tố Rn với cấu hình electron: [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 . Chu kì 7 : Bắt đầu từ nguyên tố Fr (Z = 87). Các nguyên tố thuộc chu kì 7 có các phân lớp 7s đã đủ 2, phân lớp 5f đã đủ 14 electron, các phân lớp 6d và 7p cha đầy đủ nên chu kì 7 là một chu kì cha hoàn chỉnh. Các chu kì 1, 2 và 3 có ít nguyên tố đợc gọi là các chu kì nhỏ. Các chu kì 4, 5, 6 và 7 đợc gọi là các chu kì lớn. 4. Nhóm và cấu hình electron của các nguyên tố + Nhóm A là nhóm các nguyên tố có cấu hình electron kết thúc ở phân nhóm s và phân nhóm p (còn đợc gọi là các nguyên tố s hay nguyên tố p). Chẳng hạn nguyên tố K (Z = 19) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 có cấu hình electron kết thúc ở phân lớp 4s nên đợc gọi là nguyên tố s, K thuộc nhóm IA. Nguyên tố P (Z = 17) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 có cấu hình electron kết thúc ở phân lớp 3p nên đợc gọi là nguyên tố p, P thuộc nhóm VA. + Nhóm B là nhóm các nguyên tố có cấu hình electron kết thúc ở phân nhóm s và phân nhóm d hay f (còn đợc gọi là các nguyên tố d hay nguyên tố f). Chẳng hạn nguyên tố Fe (Z = 26) có cấu hình electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 kết thúc ở phân lớp 3d 6 là nguyên tố d và thuộc nhóm VIIIB. Trong khi nguyên tố Ce có cấu hình electron: [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 kết thúc tại phân lớp 4f nên thuộc nguyên tố f. 14 nguyên tố họ Lantan (từ Ce (Z = 58) đến Lu (Z = 71)) có cấu hình electron kết thúc ở phân lớp 4f và 14 nguyên tố họ Actini (từ Th (Z = 90) đến Lr (Z = 103)) có cấu hình electron kết thúc ở phân lớp 5f đợc xếp riêng thành 2 hàng ở cuối bảng. 35 II - Cấu hình electron nguyên tử - Các nguyên tố trong một nhóm cùng số lợng và cùng có sự phân bố electron trong lớp và phân lớp ngoài cùng nên tính chất hoá học các nguyên tố trong cùng nhóm cũng khá giống nhau. - Sau mỗi chu kì, cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố nhóm A lại biến đổi lặp lại về số lợng và sự phân bố electron ở lớp ngoài cùng. Sự biến đổi tuần hoàn hoàn về cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố. + Các nguyên tố nhóm B là các nguyên tố chỉ có ở các chu kì lớn. Chúng là các nguyên tố d và nguyên tố f. Tất cả các nguyên tố nhóm B đều là kim loại nên chúng còn đợc gọi là các kim loại chuyển tiếp. Vì có các phân lớp (n-1)d và (n-2)f nên cấu hình electron của các nguyên tố chuyển tiếp có những điểm bất thờng và từ đó sẽ có những bất thờng về tính chất hoá trị của nguyên tố. III - Sự biến đổi tuần hoàn tính chất các nguyên tố 1. Bán kính nguyên tử Do đám mây electron không có giới hạn xác định nên bán kính nguyên tử đ- ợc định nghĩa bằng nửa khoảng cách trung bình giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất hay trong mạng lới tinh thể đơn chất. Trong một chu kì, khi điện tích hạt nhân tăng, lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng cũng tăng theo, do đó bán kính nguyên tử nói chung giảm dần. Trong một nhóm, theo chiều từ trên xuống dới, điện tích hạt nhân tăng dần nhng đồng thời số lớp electron tăng, do đó bán kính nguyên tử các nguyên tố tăng theo. Bán kính nguyên tử của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 2. Năng lợng ion hoá 36 + Năng lợng ion hoá thứ nhất (I 1 ) của nguyên tử là năng lợng tối thiểu cần thiết để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. + Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, lực liên kết giữa hạt nhân và electron lớp ngoài cùng tăng, làm cho năng lợng ion hoá nói chung cũng tăng theo. + Trong cùng một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, khoảng cách giữa electron lớp ngoài cùng đến hạt nhân tăng, lực liên kết giữa electron lớp ngoài cùng và hạt nhân giảm, do đó năng lợng ion hoá nói chung giảm. Năng lợng ion hoá thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 3. ái lực electron + ái lực electron của nguyên tử là năng lợng toả ra hay hấp thụ khi nguyên tử kết hợp thêm một electron để biến thành ion âm. + Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, nói chung giá trị của ái lực electron tăng dần. + Trong cùng một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, nói chung giá trị của ái lực electron giảm dần. Giá trị của ái lực electron biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 4. Độ âm điện Độ âm điện của một nguyên tố là đại lợng đặc trng cho khả năng hút electron của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử. Thông thờng ngời ta tính độ âm điện của nguyên tố hoá học từ năng lợng ion hoá và ái lực electron. Nếu chia giá trị độ âm điện của nguyên tố cho độ âm điện của liti ta có giá trị độ âm điện tơng đối. Theo thang độ âm điện đó giá trị độ âm điện của nguyên tố flo có giá trị lớn nhất bằng 4 độ âm điện của liti bằng 1. + Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, giá trị của độ âm điện tăng dần. 37 + Trong cùng một nhóm, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện giảm dần. Độ âm điện của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 5. Tính kim loại và phi kim + Các kim loại dễ nhờng các electron hoá trị để trở thành ion dơng. Công bứt electron ra khỏi nguyên tử hay chính là năng lợng ion hoá vì thế nguyên tố nào có năng lợng ion hoá càng bé thì tính kim loại càng cao. Tính kim loại là khả năng nhờng electron của nguyên tử nguyên tố để trở thành ion dơng. + Ngợc lại các phi kim có nhiều electron nên có xu hớng nhận electron để trở thành ion âm. Ion âm có năng lợng thấp hơn nguyên tử ban đầu thì sẽ toả ra năng lợng. Nh vậy khả năng nhận electron càng dễ nếu ái lực electron càng lớn, tính phi kim càng mạnh. Tính phi kim là khả năng thu thêm electron của nguyên tử nguyên tố để trở thành ion âm. Về nguyên tắc, hoàn toàn không có ranh giới rõ rệt giữa tính kim loại và tính phi kim. Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần. Trong một nhóm, tính kim loại của nguyên tố tăng dần, tính phi kim giảm dần theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 6. Hoá trị của các nguyên tố Hoá trị đối với oxi là khả năng kết hợp với ôxi của nguyên tố. Ôxi có hoá trị 2 vì khả năng nhận hai electron của nguyên tử của các nguyên tố khác. Vì thế hoá trị của các nguyên tố phụ thuộc số electron hoá trị của nguyên tố có thể cho nguyên tố ôxi. Trong một chu kì, đi từ trái sang phải, số electron hoá trị tăng từ 1 đến 7 nên hoá trị cao nhất với oxi tăng lần l ợt từ I đến VII. Hiđro có hoá trị I nhng ít khi nhận electron để tạo ion hay nói cách khác ion H - khó tồn tại độc lập nên các hợp chất của H thờng là hợp chất cộng 38 hoá trị (dùng chung electron) để có hai electron cho một nguyên tử H và tối đa số electron nh trong nguyên tử khí trơ cho nguyên tử kết hợp nên chỉ có tối đa là 4 cặp electron. Nh vậy hóa trị với hiđro của các phi kim trong một chu kì tăng từ I đến IV rồi lại giảm từ IV đến I. Hoá trị cao nhất của một nguyên tố với oxi, hoá trị với hiđro biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. Điện hoá trị (ĐHT) là điện tích mà nguyên tử của nguyên tố có đợc khi nguyên tử cho đi hoặc nhận electron về. Điện hoá trị có thể âm hoặc d ơng và có giá trị 4 (do điện tích nguyên tử lớn thì ion không bền). Khi các nguyên tử dùng chung các electron hoá trị thì số cặp electron dùng chung đợc gọi là cộng hoá trị (CHT). Do số electron độc thân trong nguyên tử quyết định số cặp electron dùng chung nên CHT của nguyên tố bằng số electron độc thân của nguyên tử tham gia tạo liên kết. 7. Tính axit - bazơ của oxit và hiđroxit Tính bazơ của một ôxit và hiđroxit đặc trng cho khả năng tan và tạo ra dung dịch bazơ mạnh hay yếu của dung dịch. Tính kim loại của nguyên tố càng mạnh thì tính bazơ của oxit và hiđroxit càng mạnh. Tính axit của một ôxit và hiđroxit đặc trng cho khả năng tan và tạo ra dung dịch axit mạnh hay yếu của dung dịch. Tính phi kim của nguyên tố càng mạnh thì tính axit của ôxit và hiđroxit càng mạnh. Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của oxit và hiđroxit tơng ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần. Trong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxit tơng ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng giảm dần. Tính axit - bazơ của các oxit và hiđroxit biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. IV - Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học Tính chất của các nguyên tố cũng nh thành phần và tính chất của các hợp chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 39 Các tính chất của các nguyên tố chính là tính chất của các đơn chất: tính kim loại phi kim, các đặc trng của nguyên tử, hoá trị của nguyên tố . Các hợp chất thờng đợc xét đến là tính chất của các hợp chất với ôxi hay với hiđro và chính là tính chất axit hay bazơ. V - ý nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học 1. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo nguyên tử Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố đó và ngợc lại. Thí dụ 1 : Biết nguyên tố có số thứ tự là 20 thuộc chu kì 4, nhóm 2A, có thể suy ra Nguyên tử của nguyên tố đó có 20 proton, 20 electron. Nguyên tử đó có 4 lớp electron (vì số lớp electron bằng số thứ tự của chu kì). Có 2 electron ở lớp ngoài cùng (vì số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự của nhóm A). Cấu hình electron của nguyên tố sẽ là : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Thí dụ 2 : Biết cấu hình electron của nguyên tử một nguyên tố là 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 có thể suy ra : Tổng số electron của nguyên tử đó là 17, vậy nguyên tố đó chiếm ô thứ 17, trong bảng tuần hoàn (vì nguyên tử có 17 electron, 17 proton, số điện tích hạt nhân là 17 bằng số thứ tự của nguyên tố trong bảng tuần hoàn). Nguyên tố đó thuộc chu kì 3 (vì có 3 lớp electron) thuộc nhóm VIIA (vì có 7 electron lớp ngoài cùng). 2. Quan hệ giữa vị trí và tính chất Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra những tính chất hoá học cơ bản của nó. Tính kim loại - phi kim : Các nguyên tố ở các nhóm IA, IIA, IIIA (trừ bo) có ít electron ở lớp vỏ hoá trị nên dễ nhờng electron và thể hiện tính kim loại. Các nguyên tố ở các nhóm VA, VIA, VIIA có nhiều electron ở lớp vỏ hoá trị, dễ nhận electron và thể hiện tính phi kim. 40 3. Quan hệ giữa cấu tạo nguyên tử và tính chất nguyên tố Từ cấu hình electron của nguyên tử, có thể dự đoán đợc tính chất của nguyên tố và ngợc lại từ tính chất và hoá trị của nguyên tố có thể xác định đợc cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử. Thí dụ 1: nguyên tố K có cấu hình electron là 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 với 1 electron ở lớp vỏ hoá trị : phân lớp 4s nên là kim loại điển hình. Trong các phản ứng K chỉ nhờng electron mà không bao giờ nhận electron. Khi phản ứng 1 nguyên tử kali nhờng 1 electron để có lớp vỏ khí trơ của nguyên tử Ar : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Thí dụ 2: nguyên tử flo có cấu hình electron ở trạng thái cơ bản : 1s 2 2s 2 2p 5 với 5 + 2 = 7 electron ở lớp vỏ hoá trị nên trong các phản ứng flo thờng nhận thêm 1 electron để có lớp vỏ electron của khí trơ Ne đứng ngay sau : 1s 2 2s 2 2p 6 . Các nguyên tố nhóm B đều có ít electron ở lớp vỏ ngoài cùng (thờng chỉ có từ 1 đến 2 electron). Trong các phản ứng các nguyên tố này chỉ nhờng electron nên thể hiện tính khử và tính kim loại. Nh vậy tất cả các nguyên tố nhóm B đều là kim loại mà không có ngoại lệ nào. b - Câu hỏi và bài tập 41