1.6.3.1. Biến đổi tuần hoàn cấu hình electron của các nguyên tố:
* Đối với các nguyên tố thuộc phân nhóm chính:
- Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải: Các electron lớp ngoài cùng tăng dần từ
một
electron (ở nhóm IA) đến tám electron (ở nhóm VIII A).
- Trong một phân nhóm chính: số electron ở lớp ngoài cùng không đổi. * Đối với các nguyên tố thuộc phân nhóm phụ:
- Các electron ở lớp ngoài cùng giống nhau là ns2 (trừ một sốtrường hợp ngoại lệ). - Các nguyên tố d: Các electron thuộc phân lớp d tăng từ 1 electron (ở nhóm IIIB)
đến 9 electron (ở nhóm IB) và 10 electron (ở nhóm IIB).
- Các nguyên tố f: cấu hình electron ngoài cùng và hệ ngoài giống nhau chỉ khác nhau
ở phân lớp (n-2)f.
1.6.3.2. Bán kính nguyên tử:
Trong một chu kỳkhi đi từ trái sang phải: Do sựtăng của sốđiện tích hạt nhân nên lực hút giữa hạt nhân và điện tửngoài cùng tăng dần, do đó bán kính nguyên tử giảm dần.
Trong một nhóm khi đi từ trên xuống: bán kính nguyên tửtăng dần do số lớp điện tửtăng dần.
1.6.3.3. Năng lượng ion hoá (I):
Năng lượng ion hóa của một nguyên tử hay một phân tử là năng lượng cần thiết để
bức một electron ra khỏi nguyên tửở trạng thái cơ bản.
Như vậy, năng lượng ion hoá là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron của nguyên tử khi tham gia phản ứng hoá học.
32
Trạng thái cơ bản chính là trạng thái mà tại đó, nguyên tử không chịu ảnh hưởng của bất kỳ một từtrường ngoài nào cả. Tức là 1 nguyên tử kim loại ở trạng thái cơ bản sẽ có dạng khí, và cấu hình electron của nó cũng là cấu hình cơ bản: tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và qui tắc Hund.
Ví dụ: Ca (k,cb) - 1e → Ca+ ( k,cb ); I1 = 590 Kj.mol-1.
Năng lượng ion hoá thứ hai ứng với quá trình bứt electron thứhai như sau:
Ca+ (k,cb) - 1e → Ca2+ ( k,cb ); I2 = 1145 Kj.mol-1. Định nghĩa tương tự, ta luôn có : I1 < I2 < I3 < ... In.
Khi nguyên tử bị ion hoá thì electron ở lớp ngoài cùng (có năng lượng lớn nhất) bị
bứt ra trước tiên (electron ứng với giá trị số lượng tử chính n lớn nhất). Như vậy đối với các nguyên tử nhóm B, electron bị bứt ra trước tiên khi nguyên tử bị ion hoá là electron ns.
* Quy luật biến thiên năng lượng ion hoá thứ nhất:
- Trong một chu kỳkhi đi từ trái sang phải: sốđiện tích hạt nhân, lực hút giữa các hạt nhân và electron ngoài cùng cũng tăng dần, electron bị hút chặt hơn nên năng lượng
ion hoá tăng dần.
- Trong một nhóm khi đi từ trên xuống: do bán kính nguyên tử tăng nên khoảng cách
giữa hạt nhân và electron ngoài cùng tăng dần, lực hút giữa hạt nhân và điện tử ngoài cùng giảm dần do đó năng lượng ion hoá giảm dần.
1.6.3.4. Ái lực với điện tử:
Là năng lượng được giải phóng khi nguyên tửở trạng thái khí nhận thêm một
electron để trởthành anion khí có điện tích 1_. A + e → A-
Đa số các nguyên tố hoá học có ái lực điện tử âm. Điều này nghĩa là chúng không cần nhận năng lượng để bắt điện tử; thay vào đó, chúng giải phóng ra năng lượng.
33
Nguyên tử càng có nhiều khảnăng bắt các điện tử thì có ái lực điện tử càng âm. Flo là nguyên tố hoá học có ái lực điện tử mạnh nhất.
Cho đến nay người ta chỉ mới xác định được ái lực đối với điện tử của một số ít nguyên tố. Trong đó các nguyên tố nhóm VIIA có ái lực với điện tử là lớn nhất. Các nguyên tố s2,s2p6, s2p3 có ái lực với điện tử rất kém.
Ví dụ: Cl (k,cb) + 1e → Cl-(k,cb) ; ACl = -348Kj.mol-1 O(k,cb) + 2e → O2- (k,cb) ; AO = 657Kj.mol-1 * Một số quy luật biến thiên ái lực đối với điện tử:
- Khác với năng lượng ion hóa, ái lực điện tử có thể dương có thể âm hay bằng không. Ái lực điện tử càng lớn, thì năng lượng gắn kết electron càng nhỏ. Ái lực với
điện tử lớn nhất ở halogen, yếu nhất ở các nguyên tử có phân lớp electron ngoài cùng bão hòa np6, ns2.
- Nói chung, phi kim có ái lực điện tửâm hơn kim loại. Tuy nhiên, các khí hiếm là ngoại lệ, chúng có ái lực điện tửdương.
- Ái lực điện tử tuân theo quy tắc bát tử. Các nguyên tố nhóm VIIA có xu hướng bắt điện tử và tạo ra anion có điện tích bằng 1-. Các nguyên tố khí hiếm trong nhóm
VIIIA đã có đủ tám electron (trừHe, có 2 electron), và do đó việc thêm một điện tửđòi hỏi năng lượng lớn, tuy nhiên vẫn có thể thực hiện được.
Các nguyên tố nhóm IIA, bắt đầu từ Be và nhóm IVA - bắt đầu từ thiếc cũng có ái
lực điện tử với giá trịdương vì electron ở phân lớp s hay d đã được điền đầy.
- Các nguyên tố trong nhóm VA có ái lực điện tử thấp và nitơ thậm chí có ái lực
điện tử với giá trịdương. Lý do là các vỏđiện tửđược điền một nửa cũng khá bền. - Trong một chu kỳ đi từ trái sang phải: Ái lực điện tử có giá trị tăng lên (do bán
kính các nguyên tử giảm dần, làm gia tăng sức hút từ hạt nhân, và số điện tử trong vỏ ngoài tăng dần, khiến nguyên tử cân bằng bền hơn).
34
- Trong bảng tuần hoàn khi đi từ trên xuống trong cùng một nhóm: Ái lực điện tử giảm dần (do bán kính các nguyên tử và sốđiện tửở lớp vỏngoài tăng lên, các điện tử đẩy lẫn nhau, làm giảm mức độ cân bằng của nguyên tử).
1.6.3.5. Số oxi hoá:
Trong hợp chất ion, số oxi hoá của nguyên tố bằng điện tích của ion.
Trong phân tử cộng hoá trị hay ion nhiều nguyên tử có liên kết cộng hoá trị thì số oxi hoá là đại lượng qui ước. Nó là điện tích có ở ion, nếu giả thiết rằng cặp electron liên kết được chuyển hẳn cho các nguyên tốcó độâm điện lớn hơn.
- Số oxi hoá dương cao nhất của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa chúng (trừ các nhóm VIIIB, I , Lantanic, Actinic, O, F và khí hiếm). B
- Số oxi hoá âm thấp nhất hầu như chỉ có ở các nguyên tố phi kim và số oxi hoá âm thấp nhất của nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tốđó trừđi 8.
1.6.3.6. Hợp chất với hydro và oxi:
* Hợp chất với hydro
- Các kim loại nhóm IA, IIA tạo các ion hydrua H- (NaH, CaH2 …).
- Các nguyên tố phi kim thường tạo các hợp chất cộng hoá trị, trong đó hydro có số oxi hoá +1, phi kim có số oxi hoá âm (CH4, NH3, H2O, HF, HCl …).
* Hợp chất với oxi
- Oxi tạo được oxit với hầu hết các nguyên tố (trừ Pt, Au). - Trong một chu kỳ: từ trái sang phải:
+ Số oxi hoá của các nguyên tố tạo oxit tăng dần từ1 đến 7.
+ Tính bazơ của các oxit và hydroxit giảm dần, đồng thời tính axit của các oxit
và hidroxit tăng dần.
- Trong một nhóm khi đi từ trên xuống:
+ Số oxi hoá của các nguyên tố tạo oxit không đổi. + Tính bazơ của các oxit và hydroxit cũng tăng dần.
35
1.6.3.7. Quan hệ giữa cấu hình electron và vị trí của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn:
* Khi biết sốđiện tích hạt nhân của nguyên tố (Z) ta có thểxác định được cấu hình electron, vị trí (chu kỳ, nhóm) của nguyên tố.
Ví dụ 1: Cho X có Z = 16: 1s22s22p63s23p4 → Vị trí của X: chu kỳ 3, nhóm VIA. → nguyên tốlưu huỳnh (S).
* Khi biết cấu hình electron của nguyên tố, có thể xác định được: số điện tích hạt nhân Z, số thứ tự của nguyên tố, chu kỳ, nhóm, hợp chất với hydro, hợp chất với oxi, …
Ví dụ 2: Nguyên tố X có cấu hình 1s22s22p63s23p5 (Z = 17) n = 3 → thuộc chu kỳ 3.
Số electron ngoài cùng 2 + 5 = 7 → nhóm VIIA
→ nguyên tố Clo;
→ hợp chất với hydro là HCl,
→ hợp chất oxit cao nhất với oxi là Cl2O7
Ví dụ 3: Nguyên tố Y có cấu hình 1s22s22p63s23p63d54s2 (Z = 25) → Y là nguyên tố d; → Tổng số electron hoá trị là 7 → Y thuộc nhóm VIIB → Số lớp electron là 4 → nguyên tố Mn; → không có hợp chất với hydro;
→ hợp chất oxit cao nhất của Mn với ôxi là Mn2O7
* Khi biết vị trí của nguyên tố có thể suy ra tính chất hoá học đặc trưng của một số
36
Ví dụ 4: Biết nguyên tố A thuộc chu kỳ 4, nhóm IA; vậy đó là kim loại kiềm, chúng có thể nhường 1 electron để trở thành cation: A - 1e = A+ tạo được các hợp chất có liên kết ion là chính, hợp chất với hydrô có công thức là AH (hidrua), hợp chất với oxi là
37
Câu hỏi và bài tập
1. Phát biểu: nội dung nguyên lý bất định và thuyết sóng vật chất. 2. Hãy cho biết khái niệm hàm sóng Ψ và ý nghĩa vật lý của Ψ2
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, 2s, 2px, 2py, 2pz.
5. Xác định bộ 4 số lượng tử của electron chót với các nguyên tố A (Z = 26), B (Z = 1)?
6. Cho biết nội dung của nguyên lý vững bền và ý nghĩa của nguyên lý này. Viết dãy thứ tựnăng lượng của các obitan trong nguyên tử.
7. Phát biểu quy tắc Hund và nêu ý nghĩa của quy tắc này.
8. Dựa vào nguyên lý pauli, hãy tính tổng số electron trên một lớp, phân lớp?
9. Viết cấu hình electron của các nguyên tố có số thứ tự Z = 15; 24; 28; 36; 46; 53; 58. Hãy cho biết vị trí của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn và tính chất hóa học đặc
trưng.
10. Viết cấu hình electron của ion: Fe2+; Fe3+; Cu+; Cu2+.
11. Giải thích hóa trị của các nguyên tố Fe (Z = 26); Zn (Z = 30). 12. Sựkhác nhau cơ bản của các nguyên tố thuộc nhóm A và nhóm B?
13. Viết cấu hình electron của Ar (Z = 18). Cation và anion nào có cấu hình electron giống Ar?
14. Nêu cấu hình electron của các nguyên tố nhóm IA, IIA, VIA và VIIA. Nêu tính chất hóa học đặc trưng.
15. Nêu quy luật biến thiên tính chất (năng lượng ion hóa, ái lực đối với điện tử, bán kính nguyên tử,…) của các nguyên tố nhóm A?
16. Sử dụng phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater) đểxác định năng lượng từng electron của các nguyên tố S (Z = 16), Sc (Z = 21).
38
17. Tìm hiểu về hiện tượng phóng xạ tự nhiên? Phản ứng hạt nhân? Ứng dụng của
đồng vị phóng xạ nhân tạo trong một số lĩnh vực nghiên cứu?
39
CHƯƠNG 2: KIẾN THỨC CẤU TẠO NGUYÊN TỬ TRONG CHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG