I - Mục tiêu:
Nắm được các nội dung:
- Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học.
- Biến thiên các tính chất các nguyên tố trong bảng hệ thông tuần hoàn và giải thích.
II - Nội dung:
2.6.3. Biến thiên tính chất.
2.6.3.1. Bán kính nguyên tử.
Một cách gần đúng người ta coi khoảng cách giữa hạt nhân 2 nguyên tử trong phân tử đúng bằng tổng bán kính của 2 nguyên tử đó. r= r1 + r2 nếu 2 nguyên tử giống nhau thì r = d/2 và đó được gọi là bán kính thực nghiệm quy ước.
- Trong 1 chu kỳ khi điện tích hạt nhân tăng lên bán kính nguyên tử giảm đi. Điều này được giải thích do tăng lực hút của hạt nhân với các electron xung quanh, chúng phải co lại.
Nguyên tử: Li Be B C N O F R(
0
) : 1,55 1,30 0,98 0,77 0,70 0,66 0,64
- Trong một phân nhóm bán kính nguyên tử tăng dần từ trên xuống dưới. Giải thích do tăng số lớp electron.
Nguyên tử: Li Na K Rb Cs R(
0
) : 1,55 1,85 2,36 2,48 2,68
- Đối với ion cùng điện tích biến thiên bán kính ion cũng giống như biến thiên bán kính của nguyên tử.
2.6.3.2 Năng lượng ion hoá của nguyên tử.
- Là năng lượng tối thiểu cần cung cấp cho 1electron tách khỏi nguyên tử trung hoà. Với một nguyên tử có nhiều electron thì các giá trị năng lượng ion hoá I1; I2
A - 1e = A+ - IA ; Na - 1e = Na+ - INa
- Trong một chu kỳ theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử tính kim loại giảm, tính phi kim tăng, năng lượng ion hoá tăng.
- Trong một phân nhóm đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính phi kim giảm, tính kim loại tăng, năng lượng ion hoá giảm.
2.6.3.3. Ái lực electron.
- Là năng lượng giải phóng ra khi một nguyên tử trung hoà nhận thêm 1 electron để trở thành ion âm.
38
B + 1 e = B- + EB ; F + 1e = F- + EB
Vậy: Năng lượng kết hợp e là năng lượng thoát ra hay thu vào khi kết hợp thêm 1e vào nguyên tử trung hoà ở trạng thái khí, cơ bản.
- Khi kết hợp e vào nguyên tử mà giải phóng năng lượng thì mang dấu (-); còn thu thêm năng lượng thì mang dấu (+). => Ái lực với e càng lớn thì năng lượng kết hợp e càng nhỏ.
Ví dụ: F + 1e = F - - 333 kJ.mol-1 ; Xe + 1e = Xe- + 40 kJ.mol-1
- Trong một chu kỳ khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng lên, ái lực electron tăng và đạt cực đại ở các nguyên tố nhóm VIIA.
- Trong một phân nhóm chính ái lực electron giảm khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng.
Giải thích: Các nguyên tử luôn có khuynh hướng nhận thêm e hoặc nhường e để có lớp vỏ electron ngoài cùng có cấu tạo bền như của khí hiếm (quy tắc bát tử).
2.6.3.4. Biến thiên độ âm điện.
- Độ âm điện của nguyên tố biểu thị khả năng hút e liên kết của nguyên tử trong phân tử.
- Trong chu kỳ đi từ đầu chu kỳ đến cuối chu kỳ độ âm điện tăng lên. Đối với chu kỳ nhỏ tăng khá đều đặn; đối với chu kỳ lớn (chu kỳ 4, 5, 6) có sự tăng ở khu vực nhóm VIIIB, sau đó lại giảm sau đó mới tăng cực đại ở halogen.
- Trong các nhóm A khi đi từ trên xuống dưới độ âm điện giảm.
Giải thích: dựa vào lực hút của điện tích hạt nhân và bán kính nguyên tử ( rnt tăng -
> lực hút e của hạt nhân giảm).
2.6.3.5. Biến thiên tuần hoàn số oxi hóa.
- Là số điện tích có thể có được của nguyên tử trong phân tử nếu electron liên kết chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
- Số oxi hóa dương cao nhất bằng hoá trị cao nhất của chúng với oxi trong oxit.
- Số oxi hóa âm bằng số e mà nguyên tử có khả năng thu vào khi liên kết với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn. Có thể tính số oxi hóa âm của nguyên tố trong hợp chất giữa nguyên tố đó với hydro.
- Trong chu kỳ số oxi hóa dương tăng dần +1…..+7 (Halogen)…+8 khí trơ XeO4 oxit xeri ; OsO4 oxit osmi.
- Số oxi hóa âm xuất hiện ở các nguyên tố phân nhóm chính IVA; VA; VIA; VIIA và được biến đổi từ -4; -3 ; -2 ; -1
39
Câu hỏi và bài tập:
1. Nội dung nguyên lí bất định và thuyết sóng vật chất.
2. Hãy cho biết khái niệm về hàm sóng và ý nghĩa vật lí của 2. Ý nghĩa của các số lượng tử.
3. Obitan nguyên tử là gì? Thế nào là mây electron?
4. Hãy cho biết hình dạng của đám mây electron 2s; 2px và đặc điểm của các đám mây đó. Sự khác nhau giữa các đám mây 1s và 2s; 2px và 2py, 2pz. Hình dáng đám mây dz2; dxy; dxz; dyz; d x2
- y2
. 5. Hãy cho biết nội dung của nguyên lí vững bền và ý nghĩa của nguyên lí này. Viết dãy thứ tự
năng lượng của các obitan trong nguyên tử.
6. Phát biểu quy tắc Hund và nêu ý nghĩa của quy tắc này.
7. Viết cấu hình electron của các nguyên tố có số thứ tự z = 28; 36; 37; 42; 47; 53; 56; 80. Hãy cho biết vị trí của nguyên tố trong HTTH, trạng thái hoá trị và tính chất hoá học đặc trưng.
8. Giải thích vì sao
O (z = 8) có hoá trị 2, còn S (z = 16) lại có các hoá trị 2, 4, 6.
N (z = 7) có hoá trị 3, còn P (z = 15) lại có các hoá trị 3, 5.
F (z = 9) có hoá trị 1, còn Cl (z = 17) lại có các hoá trị 1, 3, 5, 7.
Giải thích tại sao Clo luôn có hoá trị lẻ; Lưu huỳnh luôn có hoá trị chẵn; Mangan có cả hoá trị chẵn và lẻ.
9. Viết cấu hình electron của các ion: Cu+, Cu2+.
10. Viết cấu hình electron của Ar. Cation, anion nào có cấu hình e giống Ar?
11. Trên cơ sở cấu trúc nguyên tử, có thể phân các nguyên tố hoá học thành mấy loại? Hãy nêu đặc điểm cấu tạo electron của mỗi loại.
12. Nêu đặc điểm cấu hình electron của các nguyên tố phân nhóm chính nhóm I và tính chất hoá học đặc trưng của chúng.
13. Nêu đặc điểm cấu hình electron của các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII và tính chất hoá học đặc trưng của chúng.
14. Tại sao các nguyên tố thuộc nhóm Cu lại xếp vào nhóm IB; các nguyên tố thuộc nhóm Zn lại xếp vào nhóm IIB.
15. Giải thích sự biến thiên tính chất kim loại, phi kim, bán kính nguyên tử, năng lượng ion hoá, ái lực electron của nguyên tử theo chu kỳ, phân nhóm trong bảng hệ thống tuần hoàn.
16. Xác định vị trí của nguyên tố nếu lớp vỏ nguyên tử của nó có cấu hình 6p3. 17. Ion X3+ có phân lớp electron ngoài cùng là 3d2.
- Viết cấu hình electron của nguyên tử X và ion X3+
- Xác định điện tích hạt nhân Z của nó.
- Xác định chu kỳ, phân nhóm của X.
40
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ