Chương 2: Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học | Bài giảng môn Hóa học 1 | Đại học Bách khoa hà nội
Đến cuối thế kỉ 18, bằng cách ngẫu nhiên hay nghiên cứu, người ta đã tìm ra được 63 nguyên tố hóa học. Tài liệu trắc nghiệm môn Hóa học 1 giúp bạn tham khảo, ôn tập và đạt kết quả cao. Mời bạn đọc đón xem!
Preview text:
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Chƣơng 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Đến cuối thế kỉ 18, bằng cách ngẫu nhiên hay nghiên cứu, người ta đã tìm ra được 63
nguyên tố hóa học. Ban đầu, người ta cũng đã tìm cách phân loại, sắp xếp và tìm ra
một số quy luật của các nguyên tố hóa học. Có thể kể đến một số công trình tiêu biểu
như: Berzelius đã phân chia các nguyên tố thành kim loại và á kim; Dobreiner sắp xếp
các nguyên tố thành từng “bộ ba” có tính chất giống nhau; L. Mayer tìm ra quy luật
biến đổi tuần hoàn thể tích của nguyên tử theo khối lượng nguyên tử… Sau đó, một số
nhà hóa học đã cố gắng sắp xếp các nguyên tố ấy theo khối lượng nguyên tử tăng dần
vào một bảng để làm xuất hiện sự tương tự về các tính chất cho các nguyên tố của
cùng một họ. Trong các công trình được công bố thì bảng tuần hoàn do Mendeleev
(1834 - 1907, Nga) đề xuất năm 1869 được chú ý nhất. Mendeleev đã phân tích một
cách sâu sắc mối liên quan giữa khối lượng nguyên tử với những tính chất lí, hóa học
của chúng. Từ đó, ông đã sắp xếp các nguyên tố vào một bảng có 8 cột, các nguyên tố
trong cùng một cột có tính chất gần nhau và theo chiều tăng dần của khối lượng
nguyên tử. Trong bảng tuần hoàn khi đó vẫn còn một số ô trống. Mendeleev đã tiên
đoán được sự tồn tại của 11 nguyên tố chưa được tìm ra khi đó. Ít lâu sau, người ta đã
tìm ra ba nguyên tố gali (Ga), scandi (Sc), và gecmani với các tính chất phù hợp một
cách kì lạ với dự đoán của Mendeleev.
Hình 2.1. Dmitri Mendeleev (1834 - 1907). 1
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Cùng với sự phát triển của khoa học công nghệ, con người đã tìm ra ngày càng nhiều
các nguyên tố hóa học. Hiện nay, chu kì 7 của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
đã xây dựng xong, nâng tổng số các nguyên tố hóa học được tìm ra là 118 nguyên tố.
Bảng tuần hoàn đã thể hiện định luật tuần hoàn của các nguyên tố hóa học về tính chất
của các nguyên tố, cũng như tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các
nguyên tố đó. Bảng tuần hoàn không chỉ là sự sắp xếp giản đơn các nguyên tố theo
tính chất hóa học (và một số tính chất vật lí) của chúng, mà nó còn thể hiện một trong
những định luật cơ bản của tự nhiên. Như Sukarep đã nhận định “một mặt định luật
tuần hoàn giống các định luật khác ở chỗ nó biểu thị những đặc trưng về số lượng của
vật chất và mối tương quan giữa chúng, đồng thời nó lại gần với sự phân loại thế giới
động vật và thực vật, nó phản ánh ở một mức độ nhất định sự tiến hóa và mối liên hệ kế thừa”.
2.1. Nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn
Như đã trình bày ở trên, bảng tuần hoàn của Mendeleev sắp xếp các nguyên tố hóa
học theo nguyên tắc tăng dần của khối lượng nguyên tử và được chia thành các hàng
và cột. Tuy nhiên, nguyên tắc sắp xếp theo chiều tăng dần của khối lượng nguyên tử
cũng có những ngoại lệ. Ví dụ, nguyên tố iot (I) có khối lượng 126,9 gam, nhỏ hơn
khối lượng nguyên tử Telu (Te) là 127,8 gam. Nếu xếp theo chiều tăng dần khối lượng
nguyên tử thì I phải đứng trước Te. Nhưng như thế thì tính chất của I và Te đều không
giống với các nguyên tố trong cùng nhóm. Vì vậy, Mendeleev đã xếp Te đứng trước I
(như bảng ngày nay chúng ta thấy) để đảm bảo tính duy nhất về tính chất của các
nguyên tố trong cùng một cột. Nguyên tố coban (Co) có khối lượng 58,93 gam, lớn
hơn khối lượng của niken (Ni) là 58,71 gam nhưng Co lại được xếp trước Ni để tính
chất các nguyên tố trong cùng nhóm tương tự nhau. Ngoài ra, trong bảng tuần hoàn
còn hai cặp “ngoại lệ” nữa là: Ar và K; Th và Pa. Sau khi sắp xếp các nguyên tố hóa
học vào bảng tuần hoàn theo chiều tăng dần của khối lượng nguyên tử và có điều
chỉnh theo tính chất của một số nguyên tố, quy luật sắp xếp đã trở thành theo chiều
tăng dần của điện tích hạt nhân.
Ngoài ra, nếu sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử, từ
nguyên tố nọ đến nguyên tố kia khối lượng nguyên tử không thay đổi đều đặn như với
điện tích hạt nhân, nên không thể giải quyết một cách dứt khoát vấn đề: giữa hai
nguyên tố đã biết, liệu có còn nguyên tố nào chưa biết hay không?
Trong bảng tuần hoàn, số đơn vị điện tích hạt nhân Z tăng liên tục từ 1 đến 118 (đây
chưa phải là giới hạn cuối cùng do bảng tuần hoàn vẫn liên tục phát triển) (Z∈N*; 1≤ Z ≤118).
Trong mỗi nguyên tử, các electron được sắp xếp theo các lớp và các phân lớp, do đó
dựa vào cấu hình electron nguyên tử người ta có thể xác định được vị trí của nguyên
tố trong bảng tuần hoàn. Và người lại, từ vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn có 2
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
thể viết được cấu hình electron nguyên tử. Mà cấu hình electron nguyên tử được viết
theo số đơn vị điện tích hạt nhân Z. Do đó, nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn phải
dựa trên cơ sở số đơn vị điện tích hạt nhân Z.
Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z,
và được xếp vào các chu kỳ và các nhóm.
Các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron được xếp vào một chu kỳ.
Các nguyên tố thuộc những chu kỳ khác nhau nhưng có tính chất tương tự nhau được xếp vào một nhóm.
2.2. Cấu tạo bảng tuần hoàn
Hình 2.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. 2.2.1. Chu kỳ
Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của cúng có cùng số lớp electron, được
xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Hiện nay, bảng tuần hoàn có 7 chu kì. Ở mỗi chu kì, có sự biến đổi liên tục tính chất
kim loại, phi kim và cuối cùng là một khí trơ.
Số thứ tự của chu kỳ = số lớp electron trong nguyên tử.
Ví dụ: H (1s¹) và He (1s²) đều có 1 lớp electron nên cùng thuộc chu kì 1. 3
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Li (1s²2s¹) và N (1s²2s²2p³) đều có 2 lớp electron nên cùng thuộc chu kì 2
Số nguyên tố trong chu kì n = a = tổng số electron tối đa ở các phân lớp ns, np, (n-1)d và (n-2)f
Chu kỳ 1: Có 2 nguyên tố vì a = 2 + 0 + 0 + 0 = 2. Đó là các nguyên tố có electron
cuối cùng điền vào 1s1 ÷ 1s2.
Chu kỳ 2: Có 8 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 0 + 0 = 8. Đó là các nguyên tố có electron
cuối cùng điền vào 2s1 ÷ 2p6.
Chu kỳ 3: Có 8 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 0 + 0 = 8. Đó là các nguyên tố có electron
cuối cùng điền vào 3s1 ÷ 3p6.
Chu kỳ 4: Có 18 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 10 + 0 = 18. Đó là các nguyên tố có electron
cuối cùng điền vào 4s1 ÷ 3d10 ÷ 4p6.
Chu kỳ 5: Có 18 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 10 + 0 = 18. Đó là các nguyên tố có electron
cuối cùng điền vào 5s1 ÷ 4d10 ÷ 5p6.
Chu kỳ 6: Có 32 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 10 + 14 = 32. Đó là các nguyên tố có
electron cuối cùng điền vào 6s1 ÷ 4f14 ÷ 5d10 ÷ 6p6.
Chu kỳ 7: Có 32 nguyên tố vì a = 2 + 6 + 10 + 14 = 32. Đó là các nguyên tố có
electron cuối cùng điền vào 7s1 ÷ 5f14 ÷ 6d10 ÷ 7p6.
Từ số nguyên tố trong mỗi chu kì ta nhận thấy: Ngoài chu kì 1, thì từng đôi chu kì có
số nguyên tố bằng nhau tạo nên cặp chu kì. Cụ thể, chu kì 2 và 3 cùng có 8 nguyên tố,
chu kì 4 và 5 cùng có 18 nguyên tố, chu kì 6 và 7 cùng có 32 nguyên tố.
2.2.2. Nhóm nguyên tố
Các nguyên tố có tính chất giống nhau rõ rệt và nói chung có số oxi hóa dương cao
nhất bằng nhau thì được xếp theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân tạo
thành nhóm. Tuy nhiên, trong nhóm có những nguyên tố không hẳn giống nhau về
tính chất một cách chặt chẽ nên trong một nhóm người ta đã phân chia ra thành nhóm
A và nhóm B (hay còn gọi là phân nhóm chính và phân nhóm phụ).
Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố có cấu hình electron tương tự nhau, do
đó có tính chất hóa học gần giống nhau.
Vì vậy tính chất của các nguyên tử, đơn chất, hợp chất… của chúng tương tự nhau.
Hiện nay, bảng tuần hoàn có 8 nhóm. Trong đó mỗi nhóm lại được chia thành các nhóm nhỏ A và B. 2.2.2.1. Nhóm A.
Đặc điểm nhận biết: Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử đều xảy ra ở phân
lớp ns hoặc np (n là lớp electron ngoài cùng). 4
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Ví dụ: N (Z=7) 1s²2s²2p³, sự điền e cuối cùng ở phân lớp np nên N thuộc nhóm A
Li (Z=3) 1s²2s¹, sự điền e cuối cùng ở phân lớp ns nên Li thuôc nhóm A
Số thứ tự nhóm của nguyên tố = số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử.
Ví dụ: Li có 1 electron lớp ngoài cùng nên thuộc nhóm IA.
N có 5 electron lớp ngoài cùng nên thuộc nhóm VA.
Bảng 2.1. Mối quan hệ giữa số thứ tự nhóm, cấu hình electron và số electron lớp
ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố nhóm A. STT Nhóm Cấu hình electron Số electron lớp lớp ngoài cùng ngoài cùng 1 IA (Nhóm kim loại kiềm) ns1 1 2
IIA (Nhóm kim loại kiềm thổ) ns² 2 3 IIIA ns² np¹ 3 4 IVA ns² np2 4 5 VA ns² np3 5 6 VIA ns² np4 6 7 VIIA (Nhóm halogen) ns² np5 7 8 VIIIA (Nhóm khí hiếm) ns² np6 8 2.2.2.1. Nhóm B.
Đặc điểm nhận biết: Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử đều xảy ra ở phân
lớp (n-1)d hoặc (n-2)f (n là lớp electron ngoài cùng).
Ví dụ: Sc (Z=21) có electron cuối cùng điền vào 3d¹ nên Sc thuộc nhóm B
Ce (Z=58) có electron cuối cùng điền vào 4f² (có thể 4f²5d1) nên thuộc nhóm B.
Một đặc điểm nữa là số electron lớp ngoài cùng các nguyên tố nhóm B luôn nhỏ
hơn hoặc bằng 2. Do đó, tất cả các nguyên tố nhóm B đều là kim loại.
Ví dụ: Mn (Z=25) có cấu hình electron hóa trị là 4s23d5. Có 2 electron lớp ngoài cùng.
Cr (Z=24) có cấu hình electron hóa trị là 4s¹3d5 ( 4s²3d4). Có 1 electron lớp ngoài cùng.
Pd (Z=46) có cấu hình electron hóa trị là 5sº4d10 (5s² 4d8). Có 0 electron lớp ngoài cùng. 5
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Số thứ tự nhóm của nguyên tố d = số electron hóa trị của nguyên tử (trừ hai cột cuối của nhóm VIIIB)
Ví dụ: Mn có 7 electron hóa trị nên thuộc nhóm VIIB
Cr có 6 electron hóa trị nên thuộc nhóm VIB
Hai cột cuối của nhóm VIIIB có tổng số electron hóa trị là 9 và 10.
Về số thứ tự nhóm của các nguyên tố họ lantan và họ actini, có hai quan điểm:
Thứ nhất, lantan và actini thuộc nhóm IIIB nên tất cả các nguyên tố thuộc hai họ này cũng thuộc nhóm IIIB.
Thứ hai, các nguyên tố này được xếp ngoài bảng nên độc lập, không thuộc nhóm nào.
Ví dụ: Pd có 10 electron hóa trị nên thuộc nhóm VIIIB.
2.2.3. Các dạng bảng tuần hoàn
Hiện nay, đã có khoảng trên 500 dạng bảng tuần hoàn khác nhau đã được công bố.
Nói chung, có thể chia thành 5 dạng chính.
2.2.3.1. Dạng bảng ngắn.
Hình 2.3 là một bảng tuần hoàn dạng ngắn. Đặc điểm chung của các bảng tuần hoàn dạng ngắn:
Các nguyên tố đã tìm ra được xếp vào 7 chu kì và 11 hàng ngang. Mỗi chu kì nhỏ
được xếp vào 1 hàng ngang, mỗi chu kì lớn được xếp vào hai hàng ngang.
Bảng tuần hoàn được chia thành 8 nhóm. Mỗi nhóm lại chia thành nhóm A (phân
nhóm chính) và nhóm B (phân nhóm phụ). Mỗi phân nhóm được xếp lệch về một phía.
Các nguyên tố họ lantan và actini được xếp ra ngoài bảng chung và xếp ở phần dưới của bảng.
Ưu điểm của dạng bảng ngắn:
Phản ánh tốt nhất mọi mối liên hệ quan trọng nhất giữa các nguyên tố.
Nêu lên được sự tuần hoàn nội tại trong một chu kì.
Khi phân chia thành các nhóm A và B, đã nêu lên được sự khác nhau về tính chất
giữa các nguyên tố trong nhóm A và nhóm B, đồng thời cũng nêu lên được sự
giống nhau về số oxi hóa cao nhất của chúng bằng nhau và bằng số thứ tự nhóm.
Nhược điểm của dạng bảng ngắn:
Họ lantan và họ actini bị xếp ra ngoài bảng nên không cho thấy mối liên hệ hữu cơ
với các nguyên tố khác trong bảng.
Không phản ánh được sự phát triển liên tục trong một chu kì đối với các chu kì lớn. 6
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Hình 2.3. Bảng tuần hoàn dạng ngắn.
2.2.3.2. Dạng bảng dài.
a. Bảng tuần hoàn dạng dài kiểu chu kì 18 ô.
Dạng bảng này có 9 hàng. Trong đó, các chu kì có 18 nguyên tố trở xuống (chu kì 1
đến 5), mỗi chu kì được xếp thành một hàng. Chu kì 6 và chu kì 7 có hai hàng do có
thêm hàng các nguyên tố họ lan tan và họ actini được đặt xuống dưới bảng..
Mỗi nhóm được xếp thành một cột, riêng nhóm VIIIB có 3 cột.
Hình 2.4 là một bảng dạng dài kiểu chu kì 18 ô.
b. Bảng tuần hoàn dạng dài kiểu chu kì 32 ô.
Dạng bảng này có 7 hàng, mỗi hàng là một chu kì, có 32 cột. Các nguyên tố họ lantan
và họ actini cũng được xếp vào trong bảng.
Ưu điểm của dạng này là đã khắc phục được một số thiếu sót của dạng bảng ngắn như:
các nguyên tố họ lantan và actini đã được xếp vào trong bảng; đã phản ánh được sự
phát triển liên tục trong một chu kì đối với các chu kì lớn.
Tuy nhiên, dạng bảng này không nêu lên được mối liên hệ giữa các nguyên tố tương
đồng hoàn toàn và không hoàn toàn. 7
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Hình 2.4. Bảng tuần hoàn dạng dài kiểu chu kì 18 ô.
2.2.3.3. Dạng bậc thang.
Hình 2.5. Bảng tuần hoàn dạng bậc thang kiểu cây 8
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Dạng bảng này đã khắc phục được đáng kể các nhược điểm của bảng ngắn và bảng
dài. Nó đã sắp xếp một cách tự nhiên các nguyên tố họ lantan và họ actini vào bảng.
Đặc biệt, dạng này đã phân biệt được hai loại đồng đẳng electron là đồng đẳng toàn
phần và đồng đẳng không toàn phần.
Đồng đẳng toàn phần: Bao gồm các nguyên tố mà cấu trúc lớp electron ngoài cùng
đồng nhất ở bất cứ hóa trị nào. Ví dụ, trong nhóm V, N và P; As, Sb và Bi; V, Nb và
Ta là những đồng đẳng toàn phần.
Đồng đẳng không toàn phần: Bao gồm các nguyên tố mà cấu trúc lớp electron ngoài
cùng chỉ đồng nhất ở một vài hóa trị riêng biệt. Ví dụ, N và P chỉ đồng đẳng với As,
Sb và Bi ở các số oxi hóa -3, 0, +3. N và P chỉ đồng đẳng với V, Nb và Ta ở hóa trị dương cao nhất.
Tuy nhiên, một số ý kiến cho rằng dạng bảng này cũng có những nhược điểm: Các
nguyên tố trong chu kì dài được xếp cùng một hàng là san bằng vị trí của chúng trong
bảng tuần hoàn, vì việc điền electron vào các phân lớp trong nguyên tử không diễn ra
liên tục và đều đặn như vậy.
Hình 2.6. Bảng tuần hoàn dạng bậc thang kiều kim tự tháp.
2.2.3.4. Dạng vòng xòe
Dạng bảng ngắn, bảng dài và dạng bậc thang chưa phản ánh được sự phát triển biện
chứng của bảng tuần hoàn, chưa giải quyết được ổn thỏa việc sắp xếp nguyên tố H và
“bộ ba” các nguyên tố trong nhóm VIII. 9
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Để khắc phục các hạn chế đó, một số tác giả (Agaphosin…) đề nghị biểu diễn bảng
tuần hoàn theo kiểu vòng xòe. Hệ thống này có những đặc điểm sau:
Các vòng tròn đồng tâm tương ứng với các lớp electron khác nhau. Hệ thống các vòng
tròn tạo nên các chu kì. Các nguyên tố trong nhóm được phân bố theo các bán kính.
Các nguyên tố họ lantan được phân bố vào tất cả các nhóm trừ nhóm I và II.
Hình 2.7. Bảng tuần hoàn dạng vòng xòe.
Dạng bảng này có một số ưu điểm:
- Phản ánh được sự phát triển theo hình xoáy ốc của vật chất.
- Phản ánh được cấu tạo các lớp electron s, p, d, f trong nguyên tử các nguyên tố.
- Có chú ý đến các đồng đẳng electron (toàn phần và không toàn phần).
- Xếp ổn thỏa được vị trí của H.
Tuy nhiên, dạng này có một số nhược điểm: 10
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
- Tất cả các nguyên tố cùng chu kì được xếp trên một vòng tròn, do đó nó không thể
hiện được sự biến đổi tính chất các nguyên tố từ kim loại điển hình đến phi kim điển
hình và kết thúc là một khí hiếm.
- Toàn hệ thống khá phức tạp, khó theo dõi.
2.2.3.5. Dạng xoáy ốc.
Hình 2.8. Bảng tuần hoàn dạng xoáy ốc.
Dạng xoáy ốc ra đời nhằm khắc phục một số hạn chế của dạng vòng xòe. Dạng này
được xây dựng dựa trên ý tưởng của Chancourtois từ khi chưa tìm ra định luật tuần
hoàn. Khi đó, nguyên nguyên tố còn chưa biết. Ngày nay, một số nhà khoa học đã
phát triển ý tưởng này và xây dựng nên bảng tuần hoàn dạng xoáy ốc. Bảng tuần hoàn
dạng xoáy ốc có các đặc điểm sau:
- H được xếp vào tâm của hình xoáy ốc với ý nghĩa là: tất cả các nguyên tố đều được
xây dựng nên từ các hạt cơ bản (electron, proton và nơtron) và H là nguyên tố đơn
giản nhất. Trong hệ thống, H được coi là tương đồng với các nguyên tố nhóm VIIA
cũng như với các nguyên tố nhóm IA.
- Đường xoáy ốc được chia thành 8 hoặc 18 khu vực, mỗi nhóm nguyên tố được xếp vào một khu vực. 11
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
- Đối với dạng 8 khu vực, mỗi nhóm nguyên tố được chia thành nhóm A và nhóm B.
Các nguyên tố s và p thuộc nhóm A, các nguyên tố d và f thuộc nhóm B. Các nguyên
tố họ lantan và họ actini thuộc nhóm IIIB.
- Tất cả các nguyên tố trong hệ thống được sắp xếp trên những đường xoáy ốc, điều
đó phản ánh tính chất biện chứng của định luật tuần hoàn. Cuối mỗi chu kì và bắt đầu
một chu kì mới có sự chuyển lên một vòng mới.
Bảng tuần hoàn dạng xoáy ốc đã thể hiện một cách khá đầy đủ và đúng đắn định luật tuần hoàn.
Hình 2.9. Bảng tuần hoàn dạng xoáy ốc kiểu chìa khóa.
(Bảng tuần hoàn theo Theodor Benfey, năm 1964)
Ngoài các dạng phổ biến trên, bảng tuần hoàn còn được thể hiện ở một số dạng như sau: 12
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Hình 2.10. Bảng tuần hoàn dạng tòa tháp của Valery Tsimmerman vào năm 2006. 13
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Hình 2.11. Bảng tuần hoàn kiểu dải băng cầu vồng được tạo ra bởi James Franklin Hyde vào năm 1975.
Hyde cho silicon vị trí giữa bảng trang trọng, bởi ông là một nhà khoa học chuyên làm
việc với hợp chất silicon. Từ vị trí đó, ông tạo ra các đương nối để nêu bật lên cách
silicon kết nối với các nguyên tố còn lại trong bảng.
Tuy nhiên, bảng vẫn bắt đầu từ H - ở tâm của vòng tròn bên phải, các nguyên tố khác
sắp xếp lần lượt theo chiều xoáy ra ngoài. Các nguyên tố có mối liên hệ với nhau có màu riêng biệt.
Nhìn chung, tất cả các dạng bảng kể trên đều có thể sử dụng để biểu diễn định luật
tuần hoàn. Mỗi dạng đều có những ưu điểm và những thiếu sót riêng. Tuy nhiên,
nhiều ý kiến cho rằng dạng bảng ngắn và dạng bảng dài kinh điển là các dạng bảng có
nhiều ưu điểm hơn cả. Nó là mẫu mực về tính hệ thống, nó phản ánh một cách sâu sắc
mọi mối liên hệ quan trọng nhất của các nguyên tố. Ngoài ra, hình thức hai dạng bảng
này đơn giản, dễ sử dụng.
2.2.4. Phân loại nguyên tố s, p, d và f
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s trong nguyên tử gọi là nguyên tố s.
Các nguyên tố s bao gồm các nguyên tố nhóm IA (cấu hình electron lớp ngoài cùng là
ns1) và IIA (cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2). Đây là nhóm kim loại kiềm và
kiềm thổ, là những kim loại điển hình, có tính khử mạnh. Nguyên tử các nguyên tố
này có khả năng tạo các cation đơn, thường không màu và nghịch từ. Các nguyên tố 14
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
này ít có khả năng tạo liên kết cộng hóa trị. Hóa trị của chúng thường không thay đổi hoặc thay đổi rất ít.
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p trong nguyên tử gọi là nguyên tố p.
Các nguyên tố p bao gồm các nguyên tố thuộc từ nhóm IIIA đến VIIIA. Nhóm IIIA
bao gồm các kim loại. Các nhóm từ IVA đến VIIA bao gồm chủ yếu các phi kim.
Nhóm VIIIA bao gồm các khí hiếm.
Các phi kim từ nhóm IVA đến VIIA có thể tạo thành các liên kết cộng hóa trị và chính
những liên kết đó là đặc trưng cho tương tác hóa học của chúng.
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d trong nguyên tử gọi là nguyên tố d.
Bảng tuần hoàn hiện nay có bốn dãy nguyên tố d ứng với electron cuối cùng điền vào
các phân lớp 3d, 4d, 5d và 6d. Các dãy đều bắt đầu từ các nguyên tố nhóm IIIB (Sc,
Y, La, Ac) và kết thúc bằng các nguyên tố nhóm IIB (Zn, Cd, Hg, Cn). Các nguyên tố
d có một số tính chất đặc trưng như sau:
- Tất cả các nguyên tố d đều là kim loại (do số electron lớp ngoài cùng luôn nhỏ hơn hoặc bằng 2).
- Có nhiều trạng thái hóa trị, do đó có sự thay đổi tính chất axit – bazơ, tính chất oxi
hóa - khử của các hợp chất trong một giới hạn rộng.
- Hợp chất thường có tính thuận từ.
- Hợp chất thường có màu.
- Các đơn chất và hợp chất thường có hoạt tính xúc tác.
- Có nhiều khả năng tạo phức chất.
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f trong nguyên tử gọi là nguyên tố f.
Hình 2.12. Khu vực các nguyên tố s, p, d và f trong bảng tuần hoàn. 15
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Các nguyên tử của các nguyên tố này có cấu hình electron hóa trị dạng (n-2)f1-14(n-
1)d1 hoặc 0ns2. Thuộc loại này có hai dãy nguyên tố họ lantan và họ actini.
Các khu vực của các nguyên tố s, p, d, f được thể hiện trên hình 2.12.
2.3. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học
Như đã trình bày ở đầu chương, bảng tuần hoàn do Mendeleev đưa ra được sắp sếp
theo chiều tăng dần của khối lượng nguyên tử, do đó, định luật tuần hoàn của ông
được phát biểu như sau:
“Tính chất của các nguyên tố cũng như tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên
từ các nguyên tố đó, phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của chúng”.
Điều này có nghĩa là: Nếu sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng dần của khối lượng
nguyên tử thì qua một số nguyên tố nhất định, có sự lặp lại những tính chất hóa học cơ bản.
Ngày nay, người ta đã biết nhiều dạng nguyên tử có điện tích hạt nhân như nhau, và
do đó tính chất hóa học tương tự nhau, dù chúng có khối lượng nguyên tử khác nhau
(các đồng vị). Ngược lại, người ta cũng biết nhiều dạng nguyên tử có khối lượng
nguyên tử như nhau, nhưng do điện tích hạt nhân khác nhau nên tính chất hóa học
cũng khác nhau. Chẳng hạn như 88Ra228 và 89Ac228,… Các nguyên tử đó được gọi là các đồng lượng.
Từ đó thấy rằng không có mối liên hệ trực tiếp giữa tính chất hóa học của một nguyên
tố với khối lượng nguyên tử của nó. Tính chất của các nguyên tố là hàm số tuần hoàn
của điện tích hạt nhân nguyên tử của chúng. Vì vậy, ngày nay định luật tuần hoàn
được phát biểu dựa trên bảng tuần hoàn có nguyên tắc sắp xếp theo chiều tăng dần của
số đơn vị điện tích hạt nhân. Do đó, định luật tuần hoàn được phát biểu như sau:
“Tính chất của các nguyên tố cũng như tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo
nên từ các nguyên tố đó, phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân”.
Cần chú ý là khối lượng nguyên tử của các nguyên tố nói chung tăng lên khi điện tích
hạt nhân tăng. Do đó, nếu sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng
nguyên tử và theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, thì trừ một số ít ngoại lệ, ta cũng
được một dãy nguyên tố theo trật tự như nhau. Chính vì vậy mà Mendeleev đã khám
phá ra định luật tuần hoàn khi lấy khối lượng nguyên tử làm cơ sở.
Nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại
tuần hoàn những cấu hình electron giống nhau trong nguyên tử của các nguyên tố đó.
2.4. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất quan trọng
Tính chất của các nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có thể biến đổi theo chu kì,
theo nhóm hay theo hướng chéo. 16
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Sự biến đổi theo chu kì
Trong tất cả các chu kì đều có cùng một quy luật biến đổi tính chất của các nguyên tố:
khi số thứ tự của nguyên tố tăng lên thì tính kim loại giảm dần, đồng thời tính phi kim
tăng dần và kết thúc là một khí trơ. Tuy nhiên, khi số nguyên tố trong chu kì càng lớn,
sự thể hiện quy luật trên càng phức tạp hơn.
Sự biến đổi theo nhóm
Trong các nhóm, quy luật biến đổi tính chất trong nhóm A và nhóm B có sự khác nhau.
Đối với các nguyên tố nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân (từ trên
xuống dưới), khi số đơn vị điện tích hạt nhân tăng dần thì tính phi kim giảm dần đồng
thời tính kim loại tăng dần.
Đối với các nguyên tố nhóm B, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân (từ trên
xuống dưới), khi số đơn vị điện tích hạt nhân tăng dần thì tính kim loại hoặc không
tăng, hoặc giảm đi chút ít.
Sự biến đổi theo hƣớng chéo
Mỗi dãy nguyên tố nằm trên hướng chéo của bảng tuần hoàn gồm các nguyên tố thuộc
các nhóm khác nhau. Chúng có hóa trị khác nhau, công thức các hợp chất khác
nhau… nhưng chúng có tính chất hóa học gần giống nhau.
Ví dụ: Li ở nhóm IA nhưng nhiều tính chất của nó lại gần giống với Mg hơn là các
nguyên tố khác trong nhóm kim loại kiềm. Tất cả các nguyên tố thuộc dãy Be, Al, Ge
Sb, Po đều thể hiện tính lưỡng tính…
Sau đây sẽ nghiên cứu sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất quan trọng của các
nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
2.4.1. Năng lƣợng ion hóa.
Năng lƣợng ion hóa thứ nhất (I1) của một nguyên tử là năng lƣợng cần thiết để
tách 1 electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái khí, không bị kích thích để trở
thành ion có điện tích +1 ở trạng thái khí, không bị kích thích.
Định nghĩa tương tự cho năng lượng ion hóa thứ hai (I ), năng lượng ion hóa thứ 2 ba (I3),… X (k, cb) = X+(k, cb) + e I1 X+ (k, cb) = X2+(k, cb) + e I2
X2+(k, cb) = X3+(k, cb) + e I3
Đối với 1 nguyên tử, năng lượng ion hóa tăng dần theo thứ tự: I1 < I2 < I3 <… Các giá
trị năng lượng ion hóa của Al được trình bày trên hình 2.13. 17
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Hình 2.13. Năng lượng ion hóa I1, I2 và I3 của Al.
Một số giá trị năng lượng ion hóa của các nguyên tử các nguyên tố chu kì 1 và 2 được trình bày trong bảng 2.2.
Bảng 2.2. Các giá trị năng lượng ion hóa của một số nguyên tử.
Năng lượng ion hóa được đo bằng đơn vị eV hoặc kcal/mol…
Trong hóa học, năng lượng ion hóa thứ nhất có ý nghĩa quan trọng nhất.
Năng lượng ion hóa là một trong những tính chất đặc trưng nhất của nguyên tố và có
thể xác định trực tiếp được. Nó qui định tính chất của liên kết hóa học và ở một mức
độ nhất định độ bền của liên kết; nó qui định tính chất oxi hóa-khử của các nguyên tố.
Nó đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố. Năng lượng ion hóa càng nhỏ thì tính
kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh.
2.4.1.1. Các yếu tố ảnh hưởng đến năng lượng ion hóa.
Năng lượng ion hóa phụ thuộc vào số đơn vị điện tích hạt nhân Z, số lượng tử chính n.
Đối với nguyên tử nhiều elctron, năng lượng ion hóa còn phụ thuộc cấu trúc electron
nguyên tử, hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập.
Đối với nguyên tử bất kì, năng lượng ion hóa được tính: I
i = ∑Eion điện tích +i - ∑Eion điện tích +(i-1)
Trong đó năng lượng mỗi electron trong nguyên tử được tính theo công thức 1.24.
Đối với nguyên tử hoặc ion 1 electron, giá trị năng lượng ion hóa I chính bằng năng
lượng tuyệt đối của electron trong nguyên tử. 𝑍2
I = E∞ - E = 0 – (-13,6. ) eV 𝑛2
Ví dụ 1. Tính năng lượng ion hóa của H. 18
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. Giải: 12
IH = 0 – (-13,6. . ) = 13,6eV. 12
Ví dụ 2. Tính năng lượng ion hóa thứ nhất và năng lượng ion hóa thứ 2 của Li (Z =3). Giải:
Cấu hình electron nguyên tử của Li: 1s22s1 ∑E (3−0,31)2 + (3−2.0,85)2 Li = -13,6. (2. ) = -202,5eV. 12 22 ∑𝐸 (3−0,31)2 𝐿𝑖+ = -13,6. (2. ) = -196,8eV. 12 ∑𝐸 32
𝐿𝑖2+ = -13,6. ( ) = -122,4eV. 12
I1 = -196,8 – (-202,5) = 5,7eV.
I2 = -122,4 – (-196,8) = 74,4eV.
2.4.1.2. Sự biến đổi năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tố theo chu kì.
Bảng 2.3. Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố nhóm A trong các chu kì.
Giá trị năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tử nguyên tố nhóm A trong các
chu kì được trình bày trên bảng 2.3. Từ các giá trị này ta nhận thấy: 19
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga
Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất.
Theo chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt
nhân Z, năng lƣợng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử các nguyên tố nói chung tăng dần.
Điều này được giải thích do trong một chu kì, điện tích hiệu dụng của nguyên tử nói chung tăng dần.
Tuy nhiên, từ chu kì 2 trở đi, năng lượng ion hóa của nguyên tử các nguyên tố trong
chu kì không biến thiên một cách đơn điệu.
Xét chu kì 2, ta nhận thấy, từ Li đến Be năng lượng ion hóa tăng, nhưng từ Be đến B
giảm, sau đó từ B đến N lại tăng dần và từ N đến O lại giảm, từ O đến Ne mới lại tăng
dần. Điều này được giải thích do Be có cấu trúc bão hòa electron 2s2 và N có cấu trúc
nửa bão hòa electron 2p3 ở phân lớp ngoài cùng bền vững nên năng lượng ion hóa lớn. Be ↑↓ 2s N ↑↓ ↑ ↑ ↑ 2s 2p
Hơn nữa, từ cấu hình electron củ B ta nhận thấy, electron 2p1 nằm ngoài phân lớp 2s2
đã bão hòa electron có mức độ chắn hạt nhân mạnh nên điện tích hiệu dụng của
electron này (2p1) giảm so với Be. Do đó năng lượng ion hóa thấp hơn so với B. B ↑↓ ↑ 2s 2p
Từ cấu hình electron của O ta thấy, phân lớp 2p có 2 electron ghép đôi. Vì vậy, trong
orbital này sẽ phát sinh tương tác đẩy của hai electron, làm cho một trong hai electron
đó dễ bị tách ra. Kết quả tính toán cho thấy, điện tích hiệu dụng giảm đi so với N. Do
đó, năng lượng ion hóa của O thấp hơn của N. O ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 2s 2p
Qui luật biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố ở các
chu kì sau cũng diễn ra tương tự. Tuy nhiên, từ chu kì 4, xuất hiện các nguyên tố
nhóm B nên có thêm qui luật biến thiên năng lượng ion hóa đối với các nguyên tố này.
Cụ thể, đối với các nguyên tố nhóm B, đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, năng
lượng ion hóa ít thay đổi. Điều này được giải thích do khi đi từ nguyên tố nọ đến
nguyên tố kia, các electron thêm vào đều là những electron cùng phân lớp và ở lớp thứ
hai (các nguyên tố d – lớp n-1) hoặc lớp thứ ba (các nguyên tố f – lớp n-2) từ ngoài
vào. Ngoài ra, các nguyên tố nhóm B luôn có giá trị năng lượng ion hóa lớn hơn so 20
TS. Nguyễn Thị Thúy Nga