Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep đ aư ra năm 1869, ngày nay
định luật được phát biểu nh ưsau:
Tính ch tấ c a ủ các nguyên tố và đơn chất cũng nh ưthành ph nầ và tính ch tấ c aủ các hợp ch tấ t oạ nên từ các nguyên tố đó biến đổi tu nầ hoàn theo chiều tăng d nầ điện tích hạt nhân nguyên t .ử
1.6.2 Nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn
Các nguyên t đố ược s p ắ xếp theo chiều tăng d n ầ của điện tích h tạ nhân nguyên tử.
Các nguyên tố có cùng s ốlớp electron được xếp vào 1 hàng ngang g iọ là chu kỳ.
Các nguyên tố có cùng electron hoá trị được xếp vào m tộ c tộ d cọ g iọ là nhóm.
1.6.3 C uấ trúc bảng tu nầ hoàn
a. Chu kỳ: Là m tộ dãy các nguyên t hóa h cố ọ mà nguyên tử c a ủ chúng có cùng s ố lớp electron và được s p ắ xếp theo thứ tự tăng d n đầ iện tích hạt nhân. Số lớp electron c aủ nguyên tử nguyên t b ng ố ằ s ốthứ tự c aủ chu kỳ.
Ví dụ:
C (Z = 6): 1s22s22p2 có 2 lớp electron nên C nằm ở chu kỳ 2 trong bảng tuần hoàn (BTH).
M iỗ chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cu iố là một nguyên t ố halogen và kết thúc là một khí hiếm (tr ừchu kỳ 1).
Các chu kỳ nhỏ (chu kỳ 1, 2, 3) + Chu k 1ỳ (n=1) gồm hai nguyên tố
H He
1s1 1s2
+ Chu k 2ỳ (n=2) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p). l =0: Phân lớp 2s có 3Li (2s1) và 4Be (2s2)
l=1: Phân lớp 2p t ừ 5B (2s22p1) đến 10Ne (2s22p6)
+ Chu k 3ỳ (n=3) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p). Hoàn toàn giống chu kỳ 2
Dãy nguyên tố chu kỳ 2: 11Na 12Mg 13Al…………..…..18Ar Cấu hình electron lớp ngoài cùng: 3s1 3s2 3s23p1……….3s23p6
Các chu kỳ lớn (4, 5, 6, 7)
+ Chu k 4ỳ (n=4) gồm 18 nguyên tố (2 nguyên tố s, 10 nguyên tố d và 6 nguyên tố p). Nguyên t :ố 19K 20Ca 21Sc……….…30Zn 31 31Ga……….36Kr
Cấu hình electron: 4s1 4s2 3d1 4s2…………...3d104s2 3d10 4s24p1……..3d104s24p6
Dãy nguyên t ốchuyển tiếp thứ nh tấ + Chu k 5ỳ (n=5) Giống chu kỳ 4
Nguyên t :ố 37Rb 38Sr 39Y……….48Cd 49In……….54Xe Cấu hình electron: 5s1 5s2 4d15s2……...…..4d105s2 4d105s2 5p1 ……..4d105s25p6
Dãy nguyên t ốchuyển tiếp thứ hai
Chu kỳ này có 6 nguyên tố cấu hình bất thường vì m cứ năng lượng c aủ AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron chuyển giữa các phân lớp.
+ Chu k 6ỳ (n=6) gồm 32 nguyên tố
Tương tự chu k 5ỳ nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên t nố ày có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một dãy nên g iọ là dãy lantanoit (hay các nguyên t h ố ọlantan) xếp phía dưới BTH.
55Cs 56Ba 57La* 72Hf………80Hg 81Tl……….86Rn
6s1 6s2 5d16s2 4f145d26s2…….4f145d106s2 4f145d106s26p1…... 4f145d106s26p1
Dãy nguyên t ốchuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan: 58Ce 59Pr…………..………70Yb 71Lu
4f15d16s2 4f35d06s2………..4f145d06s2 4f145d16s2
14 nguyên t fố
+ Chu k 7ỳ (n = 7)
Chu kỳ 7 xây dựng ch aư hoàn chỉnh, giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên t ố có thể có thì bằng th cự nghiệm chỉ mới thấy khoảng 30 nguyên t ốtrong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ actini) (5f) nằm phía dưới BTH (gi ngố các lantanoit) và dãy nguyên t ốchuyển tiếp (6d).
b. Nhóm
Nhóm nguyên tố là t pậ hợp các nguyên tố mà nguyên tử c aủ chúng có c uấ hình electron tương tự nhau, do đó có tính ch tấ hóa h cọ g nầ gi ngố nhau và được xếp vào cùng m tộ c tộ trong BTH theo chiều tăng d nầ điện tích h tạ nhân từ trên xu ngố dưới. Nhóm được chia thành nhóm A và nhóm B.
+ Nhóm A: gồm các nguyên tố s và p, được đánh s ốt IAừ đến VIIIA
* STT c aủ nhóm bằng với số electron hoá trị và bằng với s ốelectron lớp ngoài
cùng.
+ Nhóm B: Gồm những nguyên tố d, được đánh số từ IB đến VIIIB
* Số TT nhóm = số electron hoá trị = số electron lớp ngoài cùng + số electron ở lớp sát ngoài
cùng.
* Cách xác định STT nhóm ở nhóm B. Cấu hình electron lớp ngoài cùng (n1)dxnsy:
Nếu x+y <8 →STT nhóm = x+y.
Nếu x + y = 8, 9, 10 →STT nhóm =8
Nếu x + y >10 →STT nhóm = x+y10.
Chú ý: + (n1)d4ns2 → (n1)d5ns1 : n aử (bán) bão hoà →cấu hình bền + (n1)d9ns2 → (n1)d10ns1 : giả bão hoà →cấu hình bền
1.6.4 Sự biến đ iổ tuần hoàn m t ộ s tố ính ch t ấ của các nguyên t ốhóa học. a. Bán kính nguyên tử.
* Theo chu kỳ, từ trái sang ph iả bán kính gi mả d n.ầ
S gự iảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu k nhỳ ỏ.
Ví dụ: Chu kỳ 2.
Nguyên tử Li Be B C N O F
Bán kính, Ao 1,52 1,13 0,88 0,77 0,7 0,66 0,64
Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ ràng như đ iố với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đ iố với các nguyên tố d và f thì bán kính c aủ chúng giảm rất chậm. Vì ở các nguyên t dố và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể t ừngoài vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên t .ử Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên t ử c aủ các nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f (sự co Lantanoid hay Actinoit)
Ví dụ: Các nguyên tố d ở chu kỳ 4.
Nguyên tử Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Bán kính, Ao 1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33
* Theo nhóm
Nhóm A: Trong m tộ nhóm từ trên xu ng ố dưới, bán kính nguyên tử tăng d n. ầ Ví dụ:
Đ iố với nhóm IA
Nguyên tử Li Na K Rb Cs Fr
Bán kính, Ao 1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 2,7
Nhóm B: Bán kính nguyên tử c aủ nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đ i ổ thậm chí có trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng sự co Lantanoid hay Actinoit nói trên gây ra.
Ví dụ:
Phân nhóm phụ IVB
Nguyên tử Bán kính ( A o )
Ti 1,46
Zr 1,57
Hf 1,57
b. Năng lượng ion hóa
Là năng lượng t iố thiểu c nầ để tách 1 electron kh iỏ m tộ nguyên tử tự do ở tr ngạ thái c b n ơ ả ở thể khí. Định nghĩa đ iố với năng lượng ion hóa thứ nh tấ.
Ví d : ụ Na→Na+ + 1e. I1 = 5,14 (eV)
Đ iố với những nguyên t nhử iều electron ngoài năng lượng ion hóa th nứ hất còn có năng lượng ion hóa th 2, 3...ứ
X →X+ + 1e : I1 Năng lượng ion hóa th nứ hất X+ →X2+ + 1e : I2 Năng lượng ion hóa thứ hai X2+ →X3+ + 1e : I3 Năng lượng ion hóa th ứba
Với I1 < I2 < I3…..
+ Theo chu k , ỳ t ừtrái sang phải năng lượng ion hóa I1 tăng dần.
Năng lượn g ion hóa th ứ nh tấ (kJ/mol)
Số thứ tự nguyên tử
Hình 1.3. Sự biến đ iổ năng lượng của các nguyên t ốcủa các chu k .ỳ
Nhóm A, t ừtrên xuống dưới năng lượng ion hóa I1 giảm.
Đ iố với nhóm B thì năng lượng ion hóa diễn ra theo m tộ quy luật không chặt chẽ.
c. Đ âmộ điện
Đ âmộ điện là đ iạ lượng kinh nghiệm đ cặ trưng cho kh ảnăng hút electron m tộ nguyên tử trong phân t .ử
Ví dụ: Trong phân t Hử :Cl thì clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía nguyên t ửclo.
Trong m tộ chu kỳ, độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải.
Trong m tộ nhóm A, đi t ừtrên xuống dưới, độ âm điện giảm dần.
Độ âm điện
Hình 1.4 Sự biến đ iổ đ âmộ điện của các nguyên t ốcủa các chu kỳ.
d. Tính kim lo iạ và phi kim
Tính kim lo iạ là tính chất c aủ m t ngộ uyên tố mà nguyên tử c aủ nó dễ nhường electron để trở thành ion dương (cation).
Nguyên tử c aủ nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại c aủ nguyên tố đó càng mạnh. Ví dụ: Na (1s22s22p63s1) có tính kim loại mạnh hơn Cl (1s22s22p63s23p5)
Tính phi kim là tính chất c aủ m tộ nguyên tố mà nguyên tử c aủ nó dễ nh nậ thêm electron để trở thành ion âm (anion).
Nguyên t ử c aủ nguyên t ố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại c aủ nguyên tố đó càng mạnh. Ví dụ: Trong ví d ụtrên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.
Theo chu k , ỳ khi s ốthứ tự nguyên t ốtăng lên thì tính kim lo iạ c a nguủ yên t gố i mả d n,ầ
tính phi kim tăng d nầ .
Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng c aủ điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm cho khả năng nhường electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng nên tính phi kim tăng.
Theo nhóm
Trong m tộ nhóm A từ trên xu ng ố tính kim lo iạ tăng d n, ầ tính phi kim gi mả d n.ầ Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường electron tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.
CÂU HỎI ÔN TẬP CHƯƠNG I
1.1. Trình bày về b nố s ốlượng t xử ác định trạng thái c aủ electron trong nguyên t (ử g iọ tên, kí hiệu, trị số, ý nghĩa c aủ m iỗ s ốlượng t )ử
1.2. Phát biểu nguyên lý Pauli và các hệ quả của nguyên lý. Cho ví d .ụ
1.3. Xét lớp electron có số lượng tử chính n = 3. Hãy liệt kê dưới dạng bảng các giá trị khác nhau c aủ ba s ốlượng t ửcòn lại l, ml, ms ứng với giá trị s ốlượng tử chính n trên.
1.4. Trong nguyên t nhử iều electron, năng lượng c aủ electron phụ thuộc vào những số lượng t ửnào? Phát biểu quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky.
1.5. Phát biểu quy tắc Hund và cho ví d ụminh hoạ.
1.6. a. Nêu quy tắc sắp xếp các nguyên t hố oá h cọ trong bảng HTTH.
b. Nêu khái niệm chu kỳ, s ốthứ tự c aủ chu kỳ liên quan đến lớp vỏ electron như thế nào? Có mấy chu kỳ? Hãy cho biết s ốnguyên tố trong m iỗ chu kỳ.
1.7. Hãy cho biết bán kính nguyên t ,ử năng lượng ion hoá thứ nh tấ, đ ộâm điện, tính kim loại,
tính phi kim c aủ các nguyên tố biến đ iổ nh ưthế nào trong m tộ chu kỳ? Trong một nhóm A?
4
CHƯƠNG II