3 BẢNG TUẦN HOÀN ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN MENDELEEVĐịnh luật: Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các n

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1 ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN MENDELEEV

Định luật: Tính chất các đơn chất cũng

như dạng và tính chất các hợp chất của

những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần

hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các

nguyên tố (điện tích hạt nhân nguyên tử :

theo hóa học hiện đại).

Dmitri Ivanovich Mendeleev

(1834 - 1907)

Mendeleev chọn trọng lượng nguyên tử và tính chất hóa học làm tiêu chuẩn để hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó tiêu chuẩn chủ yếu là trọng lượng nguyên tử.

2

2 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

VÀ CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ

Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học được Mendeleev chính thức công bố năm 1871.

 Gồm 66 nguyên tố, chia thành 8 nhóm đứng và 12 dãy ngang.

 Có 2 loại bảng hệ thống tuần hoàn : dạng ngắn và dạng dài.

 Bảng hệ thống tuần hoàn dạng ngắn: bao gồm 8 nhóm, 7 chu

kỳ với 10 dãy nguyên tố: 3 chu kỳ đầu là chu kỳ ngắn, các chu kỳ sau

là chu kỳ dài.

 Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài: hệ thống tuần hoàn được

trải ra theo hàng ngang, mỗi chu kỳ bây giờ chỉ có một hàng và nói chung các họ nguyên tố s, p, d, f được sắp xếp liên tục nhau.

 Chu kỳ: gồm các nguyên tố có cùng số lớp vỏ electron (cùng số lượng tử chính).

Các chu kỳ nguyên tố được bố trí theo hàng ngang có số thứ tự từ I đến VII

 Nhóm: gồm các nguyên tố có cùng số electron hóa trị (electron ngoài cùng) Các

nhóm nguyên tố được bố trí thành cột dọc và có số thứ tự từ I đến VIII Trong mỗinhóm các nguyên tố lại được chia thành phân nhóm chính (phân nhóm A) gồm cácnguyên tố S, p và phân nhóm phụ (phân nhóm B) gồm các nguyên tố d, f

 Họ Lantan: (hay nhóm Lantan) gồm 15 nguyên tố có số hiệu nguyên tử từ 57 tới

71 Các nguyên tố trong họ Lantan là kim loại có ánh kim, mềm và có phản ứng hóahọc tốt Cấu hình electron lớp ngoài cùng họ lantan có điểm chung là lớp 4fn 6s2 với n

từ 1(Ce) cho đến 14 (Yb) và (Lu, thêm 5d1), vì thế chúng có một số tính chất hóa học vàvật lý giống nhau Các nguyên tố họ lantan là các nguyên tố hiếm, trong lớp vỏ TráiĐất, chúng có tỉ lệ 0,02 %

 Họ Actini (hay nhóm Actini) gồm 14 nguyên tố hóa học có số hiệu nguyên tử từ 89

tới 103 Các nguyên tố trong họ Actini là kim loại và có tính phóng xạ

6

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

B 2s 2 2p 1

C 2s 2 2p 2

N 2s 2 2p 3

O 2s 2 2p 4

F 2s 2 2p 5

Ne 2s 2 2p 6

2s 1

Mg 3s 2

Al 3s 2 3p 1

Si 3s 2 3p 2

P 3s 2 3p 3

S 3s 2 3p 4

Cl 3s 2 3p 5

Ar 3s 2 3p 6

4s 1

Ca 4s 2

Ga 4s 2 4p 1

Ge 4s 2 4p 2

As 4s 2 4p 3

Se 4s 2 4p 4

Br 4s 2 42p 5

Kr 4s 2 4p 6

5s 1

Sr 5s 2

In 5s 2 5p 1

Sn 5s 2 5p 2

Sb 5s 2 5p 3

Te 5s 2 5p 4

I 5s 2 5p 5

Xe 5s 2 5p 6

6s 1

Ba 6s 2

Ti 6s 2 6p 1

Pb 6s 2 6p 2

Bi 6s 2 6p 3

Po 6s 2 6p 4

At 6s 2 6p 5

Rn 6s 2 6p 6

7s 1

Ra 7s 2

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A

2.1 Kim loại kiềm (nhóm IA, trừ H)

2.2 Kim loại kiềm thổ (nhóm IIA)

2.4 Kim loại d hay kim loại chuyển tiếp (các nhóm từ I.B tới VIII.B)

3 Sự thay đổi tính chất của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn

Sự biến thiên bán kính nguyên tử theo chiều tăng điện tích hạt nhân

Sự biến thiên bán kính nguyên tử của một số nguyên tử (A 0 )

 Đối với chu kỳ ngắn (chu kỳ II, III): khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên

tử giảm dần

So sánh bán kính nguyên tử kim loại và bán kính tinh thể ion

 Trong phân nhóm chính: khi đi từ trên xuống, bán kính nguyên tử các nguyên tốtăng lên.

3.1.2 Bán kính ion

Nguyên tử nhường electron → ion dương (cation)

Nguyên tử nhận electron → ion âm (anion)

Cùng một nguyên tố, ion âm có bán kính lớn hơn ion dương

Sự biến thiên bán kính ion của một số nguyên tử (A 0 )

 Trong dãy cation đẳng điện tử, điện tích dương càng lớn, bán kính ion càng nhỏ

Ví dụ, so sánh bán kính các cation Na+, Mg2+, Al3+?

 Trong dãy anion đẳng điện tử, điện tích âm càng lớn, bán kính ion càng tăng

Ví dụ, so sánh bán kín các anion Br-, Se2-, Te2-?

Ví dụ, giải thích dãy so sánh?

3.2 Năng lượng ion hóa (I)

Năng lượng ion hóa (I) là năng lượng cần thiết để tách 1 electron ra khỏi nguyên

tử tự do ở trạng thái khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích).

Năng lượng ion hóa là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron củanguyên tử, nghĩa là đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố I càng bé, nguyên tửcàng dễ nhường electron, do đó tính kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh

Năng lượng cung cấp để tách điện tử qui ước là số dương.

Nguyên tử nhiều electron sẽ có nhiều giá trị năng lượng ion hóa ứng với quá trìnhtách electron thứ nhất (I1), thứ hai (I2), thứ ba (I3) trong đó I1 < I2 < I3 Việc táchelectron thứ hai, thứ ba không phải ra khỏi nguyên tử mà ra khỏi ion dương có điệntích +1, +2 do đó đòi hỏi phải tiêu tốn năng lượng lớn hơn

 Trong cùng một chu kỳ: năng lượng ion hóa của các nguyên tố nói chung tăng dần

từ đầu đến cuối chu kỳ

Sự biến thiên thế ion hóa thứ nhất I 1 (eV)

3.3 Ái lực electron (E)

Ái lực electron (E) là năng lượng thoát ra (-) hay thu vào (+) khi kết hợp một electron vào một nguyên tử tự do ở trạng thái khí, biến nó thành ion âm.

 Ái lực electron là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhận electron, nghĩa là đặctrưng cho tính phi kim loại của nguyên tố

 Ái lực electron là sự đổi dấu của biến thiên năng lượng xảy ra khi có một electronvào một nguyên tử tự do ở trạng thái khí

 Ái lực electron của một nguyên tử càng dương thì ion âm tạo thành càng bền,nguyên tử càng có khuynh hướng nhận e-

22

 Trong chu kỳ, ái lực điện tử âm lớn dần, quá trình thu điện tử ngày càng dễ dàng.

24

Theo chiều tăng điện tích hạt nhân

 Trong mỗi chu kỳ độ âm điện tăng lên

 Trong mỗi nhóm độ âm điện lại giảm xuống

Các nguyên tố s nhóm I (các kim loại kiềm H, Li, Na, K Rb, Cs, Fr) có  nhỏnhất

Các nguyên tố p nhóm VII (halogen) có  lớn (trong đó F có  lớn nhất vì làphi kim mạnh nhất)

3.5 Tính kim loại – tính phi kim

Theo các chu kỳ, từ trái sang phải, số electron ngoài cùng trong nguyên tử của cácnguyên tố tăng lên làm cho khả năng nhường electron giảm, tính kim loại giảm, tính phikim loại tăng, và như vậy tính khử của các nguyên tử giảm, còn tính oxy hóa tăng

Các nguyên tố s đầu chu kỳ là những kim loại có tính khử mạnh;

Các nguyên tố p nhóm VII, ở lớp ngoài cùng có 7e- (ns2np5) thể hiện mạnh mẽkhuynh hướng nhận thêm 1e-, do đó chúng là những phi kim loại có tính oxy hóa mạnh

Ga2O3

SiO2GeO2

P2O5

As2O5

SO3SeO3

PH3AsH3

H2S

H2Se

HCl HBr

Hóa trị với

3.6 Sự biến đổi tuần hoàn hóa trị của các nguyên tố

3.7 Sự biến đổi tính axit bazơ

Na2O

Oxit bazơ

MgO Oxit bazơ

Al2O3Oxit lưỡng tính

SiO2Oxit axit

P2O5Oxit axit

SO3Oxit axit

Cl2O7Oxit axit

NaOH

bazơ mạnh

(kiềm)

Mg(OH)2bazơ yếu

AL(OH)3hidroxit lưỡng tính

H2SiO3axit yếu

H3PO4axit trung bình

H2SO4axit mạnh

HClO4axit rất mạnh

4 Ý nghĩa của bảng tuần hoàn của các nguyên tố hóa học

4.1 Quan hệ giữa vị trí của nguyên tố và cấu tạo nguyên tử

Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra cấu tạo nguyên tử củanguyên tố đó và ngược lại

Vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn (ô)



4.2 Cách xác định vị trí các nguyên tố trong bảng tuần hoàn

4.2.1 Nguyên tố phân nhóm A (các nguyên tố s, p)

4.3 So sánh tính chất hóa học của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận

Dựa vào quy luật biến đổi tính chất của nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể so sánhtính chất hóa học của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận

4.4 Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố

Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra những tính chất hóahọc cơ bản của nó:

 Tính kim loại, tính phi kim;

 Hóa trị cao nhất của nguyên tố trong hợp chất với oxi, hóa trị của nguyên tố tronghợp chất với hiđro;

 Công thức oxit cao nhất;

 Công thức hợp chất khí với hiđro (nếu có);

 Công thức hiđroxit tương ứng (nếu có) và tính axit hay bazơ của chúng

 Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố

 Nhóm IA (trừ H), IIA, IIIA (trừ B), phần cuối IVA, VA, VIA: kim loại;

 Nhóm VIIA (nhóm halogen): phi kim;

 Ví dụ 2: electron có mức năng lượng cao nhất của nguyên tử nguyên tố X có 4 số

lượng tử tương ứng là: n = 3, Ɩ = 2, mƖ = -1, ms = - ½ Xác định vị trí trong bảng tuầnhoàn và tính chất của nguyên tố X?

Gợi ý:

 n = 3: lớp thứ 3;

 Ɩ = 2: orbital d;

 mƖ = -1: orbital d thứ 2;

 ms = -1/2: electron thứ 2 trong orbitan

 Cấu hình electron của X: 1s22s22p63s23p63d74s2

5 Các nguyên tố phóng xạ và sự phân rã của chúng

 Chu kỳ bán rã là đại lượng đặc trưng cho thời gian sống của nguyên tố.

 Chu kỳ bán rã là khoảng thời gian mà một nửa lượng ban đầu của nguyên tốphóng xạ bị phân rã

5.5 Phóng xạ nhân tạo

Thí nghiệm:

 Một nguyên tố có thể biến thành một nguyên tố khác bằng phương pháp nhân tạo.

 Sử dụng máy gia tốc (cyclotron) có thể phá vỡ đuợc hạt nhân của nhiều nguyên tử

và điều chế được nhiều nguyên tử các nguyên tố không có trong tự nhiên (Z = 93 đến

Z = 110);

 Sự tạo thành nguyên tố mendelevi (1955)

40