Bài giảng Định luật tuần hoàn. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học môn Hóa học đại cương | Học viện Công Nghệ Bưu Chính Viễn Thông

BỘ MÔN HÓA – SINH HÓA ĐẠI CƯƠNG
BÀI GIẢNG HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
ThS. Nguyễn Văn Kiên
email: kiennv@pnt.edu.vn ❑ Yêu cầu
Người học cần xem kỹ bài và nắm vững (thuộc, hiểu và vận dụng, …) về một số nội dung sau:
➢ Định luật tuần hoàn;
➢ Đặc điểm, cấu tạo Bảng tuần hoàn;
➢ Các quy tắc biến đổi các đặc điểm, tính chất trong Bảng tuần hoàn;
➢ Tìm hiểu về thành phần các nguyên tố trong cơ thể;
➢ Ứng dụng: xác định vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn; so sánh đặc điểm, tính
chất dựa vào định luật tuần hoàn;
1. Định luật tuần hoàn Mendeleev
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.
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) 3 4
2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và quy tắc sắp xếp
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. 5 6
https://iupac.org/wp-content/uploads/2018/12/IUPAC_Periodic_Table-01Dec18.pdf
➢ 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 mỗi
nhóm các nguyên tố lại được chia thành phân nhóm chính (phân nhóm A) gồm các
nguyên 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 hóa
học 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 và
vật lý giống nhau. Các nguyên tố họ lantan là các nguyên tố hiếm, trong lớp vỏ Trái
Đất, chúng có tỉ lệ 0,02 %.
➢ Họ Actini (hay nhóm Actini) gồm 15 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. 7 8
Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 H He 1s2 1s1 2 Li Be B C N O F Ne 2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 2s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 4s1 4s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s242p5 4s24p6 5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 5s1 5s2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6 6 Cs Ba Ti Pb Bi Po At Rn 6s1 6s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6 7 Fr Ra 7s1 7s2 9
Thành phần các nguyên tố trong cơ thể người 1. Oxy (65%) 2. Carbon (18%) 3. Hydro (10%) 4. Nitơ (3%) 5. Canxi (1.5%) 6. Phốt pho (1.0%) 7. Kali (0.35%) 8. Lưu huỳnh (0.25%) 9. Natri (0.15%) 10. Magiê (0.05%)
11. Đồng, Kẽm, Selen, Molybđen, Flo,
Clo, Iot, Mangan, Coban, Sắt (0.70%)
12. Liti, Stronti, Nhôm, Silic, Chì,
Vanadi, Arsen, Brom (rất ít)
(nguồn: http://www.impe-qn.org.vn/impe-qn/vn/portal/InfoPreview.jsp?ID=2574) 10 11 12
3. Sự thay đổi tính chất của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn
3.1. Bán kính nguyên tử và bán kính ion
3.1.1. Bán kính nguyên tử
Bán kính nguyên tử theo orbital là khoảng cách từ hạt nhân nguyên tử đến vị trí có xác
xuất tìm thấy điện tử.
➢ Đối với kim loại: bán kính nguyên tử được xác định bằng ½ khoảng cách giữa các
hạt nhân nguyên tử trong tinh thể.
➢ Đối với phi kim loại có liên kết cộng hóa trị: bán kính nguyên tử cũng bằng ½
khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử trong tinh thể hay phân tử đơn chất.
➢ Đối với những hợp chất ion: khoảng cách giữa các hạt nhân được xem là tổng bán
kính giữa 2 ion dương và âm. 13
Sự biến thiên bán kính nguyên tử của một số nguyên tử (A0)
Sự biến thiên bán kính nguyên tử theo chiều tăng điện tích hạt nhân 14
So sánh bán kính nguyên tử kim loại và bán kính tinh thể ion
➢ Đối với chu kỳ ngắn (chu kỳ II, III): khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm dần. 15
➢ Đối với chu kỳ dài (chu kỳ IV, V, VI): bán kính nói chung cũng giảm, nhưng lại không giảm rõ ràng.
➢ Trong phân nhóm chính: khi đi từ trên xuống, bán kính nguyên tử các nguyên tố tăng lên.
➢ Trong phân nhóm phụ: bán kính tăng ít đôi khí giảm nhẹ. 16 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. rX- > rX > rX+
➢ Bán kính ion là khoảng cách giữa 2 bán kính nguyên tử của ion dương và ion âm
(chỉ có giá trị gần đúng).
➢ Trong phân nhóm chính: bán kính ion tăng dần. Li+ : 0.68 A0 Na+ : 0.98 A0 K+ : 1.33 A0
➢ Trong chu kỳ, bán kính ion giảm dần Li+: 0,68 Be2+: 0,35 B3+: +: 0,16 N5+ : 0,13 (A0)
➢ Trong dãy ion đẳng điện tử, khi điện tích hạt nhân tăng, bán kính giảm; Các cation
có bán kính nhỏ hơn anion.
Ví dụ: So sánh bán kính của các ion Na+, Mg2+, F-? 17
➢ 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?
Sự biến thiên bán kính ion của một số nguyên tử (A0) 18
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 của
nguyên tử, nghĩa là đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố. I càng bé, nguyên tử
càng 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 trình
tách electron thứ nhất (I1), thứ hai (I2), thứ ba (I3) . . . trong đó I1 < I2 < I3. Việc tách
electron thứ hai, thứ ba . . . không phải ra khỏi nguyên tử mà ra khỏi ion dương có điện
tích +1, +2 . . . do đó đòi hỏi phải tiêu tốn năng lượng lớn hơn. 19
➢ Trong cùng một chu kỳ: năng lượng ion hóa của các nguyên tố nói chung tăng dần
từ đầu đến cuối chu kỳ. Ví dụ: Li : 5.4 (eV) N : 14.5 Be : 9.3 O : 13.6 B : 8.3 F : 17.4 C : 11.3 Ne : 21.6
➢ Trong phân nhóm chính: năng lượng ion hóa càng giảm. Ví dụ:
Li : 5.4 (eV) Na : 5.1 K : 4.3 Rb : 4.2 Cs : 3.9
➢ Trong phân nhóm phụ: năng lượng ion hóa tăng ít. Ví dụ: V = 6.7 eV Nb = 6.88 eV Ta = 7.9 eV 20