Tài liệu: Chương 2. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Chia sẻ: Giang Duong Y Khoa | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:14

0
264
lượt xem
91
download

Tài liệu: Chương 2. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Mô tả tài liệu
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử...

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: Tài liệu: Chương 2. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

  1. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + + ELECTRON - Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân. - Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử 1 0 -8 c m = 1 A 0 NHAÂ N VD: STT của Clo= 17      ⇒ VOÛ • Khối lượng electron = 9,109.10-28gam • Điện tích electron =1,6.10-19coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích = 1-) 2.2. Hạt nhân nguyên tử - Hạt nhân gồm: ⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) = - Số khối A = Z + N Z : Số proton ; N : Số nơtron (Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử) Ký hiệu nguyên tử : ZA X 35 VD : Clo ( 17 Cl ) * Đồng vị : Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có : 35 VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị Cl (75,53%) và 17 37 17 Cl (24,47%)      ⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là : Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân » Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 1
  2. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương 2.3. Lớp vỏ electron Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He+, Li2+…) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử. 2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là: Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng c ủa hệ th ức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi: v: tốc độ chuyển động của hạt h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10-27erg.s = 6,626.10-34J.s) 2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg - Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox Gọi ∆ x: Sai số về vị trí ( theo hướng x) ∆ vx: Sai số vận tốc theo trục x h Ta có: ∆ x ⋅ ∆p x ≥ 2π h Hay ∆ x ⋅ ∆v x ≥ 2πm + ∆ x = 0 ⇒ ∆ vx → ∞ : + ∆ vx = 0 ⇒ ∆ x→ ∞ : - Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó . Cho nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh tr ở thành vô nghĩa. 2.3.3. Phương trình Schrodinger - Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng Ψ ( x, y, z ) + Trong đó ψ 2 có một ý nghĩa quan trọng, đó là:     ⇒ ψ ( x, y, z ) dxdydz : cho biết 2 Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 2
  3. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương - Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử. Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai phần : ψ ( r ,θ ,φ ) = Rn ,l (r )θ l , ml ( θ Φml (φ ) ) = Rn ,l (r ) × , ml (θ , φ ) Yl + R(r) : Phần bán kính ⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l. +Y( θ , ϕ ): Phần góc ⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và ml Z Một hàm sóng ψ tương ứng với một bộ 3 số lượng tử (ψ n, l , ml ) miêu tả trạng thái của một electron như thế được gọi là : M r X Y Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac: x = rsin θ cos ϕ y = rsin θ sin ϕ z = rcos θ 2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r) - Khi ta giữ θ và ϕ không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị y trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm) * Mật độ xác xuất có mặt electron (ψ 2 ) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các orbitan nguyên tử : Orbitan s Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 3
  4. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Orbitan p 2p 3p r r r 2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y( θ , ϕ ) - Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc θ và ϕ khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron. - Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử: + Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ. 2s + Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z. Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 4
  5. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương + Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau h ơn còn hai rrbitan dz2 và dx2-y2 thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc t ọa đ ộ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác c ủa các góc t ạo nên b ởi hai trục tọa độ. VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx2-y2 cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn orbitan z 2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy. Ba orbitan dxy, dxz và dyz :  Orbitan dx2-y2 :  Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 5
  6. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Orbitan dz2 :  z x y dz2 2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử * Số lượng tử chính n + + + Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron : n 1 2 3 4 5 6 7 Lớp K L M N O P Q * Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ) + + + Dạng orbitan n l 1 0 s 0 s 2 1 p 0 s 3 1 p 2 d 0 s 1 p 4 2 d 3 f * Số lượng tử từ ml + Có thể nhận các giá trị từ Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 6
  7. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương ml = ⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml + Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo n l ml có 1 đơn vị orbitan 1 0 (s) 0 0 (s) 0 có 4 đơn vị orbitan 2 1 (p) -1, 0, +1 0 (s) 0 có 9 đơn vị orbitan 3 1 (p) -1, 0, +1 2 (d) -2, -1, 0, +1, +2 0 (s) 0 1 (p) -1, 0, +1 có16 đơn vị orbitan 4 2 (d) -2, -1, 0, +1, +2 3 (f) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 + + Ứng với một trị số của l có + Ứng với một giá trị của n có * Số lượng tử spin ms (đơn giản gọi là spin) + + Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 s ố lượng t ử n,l,ml,ms 2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau: * Nguyên lý ngoại trừ Pouli: “ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau” Hệ quả: VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác nhau: 1s2 He : Electron thứ nhất: n= , l= , ml= , ms= Electron thứ hai: n= , l= , ml= , ms= + Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống + Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân + Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi - - Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 7
  8. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương - Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của ) có tối đa trị số m tức là orbitan nguyên tử. Vì thế số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là electron. Phân lớp s p d f Số electron tối đa 2 6 10 14 * Nguyên lý vững bền “Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn” - Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng) VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d * Thứ tự năng lượng đó là: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14≃5d10<6p6<7s2 Lớp 1 2 3 4 Số electron tối đa 2 8 18 32 Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn np - Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau: + Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn dần. Vd: + Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd: * Quy tắc Hund “ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đ ại” (số electron độc thân là tối đa) VD: C (Z=6) 1s22s22p2 Không xếp theo kiểu: Chú ý: + Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron từ trái sang phải và giá trị Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 8
  9. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương +Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần là          +Cấu hình electron bền thể hiện ở các:        ⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd VD: + Cr (Z=24) Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2 Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1 +Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d104s1       2.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn 2.4.1. Định luật tuần hoàn Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm 1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau: “Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên t ố hóa học biến đổi tuần hoàn theo ” VD: 2.4.2. Hệ thống tuần hoàn Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu kỳ và 8 nhóm: 2.4.2.1. Chu kỳ - Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ b ằng với trị số lượng tử chính n. VD: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2 - Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một khí hiếm. * Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3) + Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố H He 1s1 1s2 Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim + Chu kỳ 2 (n=2) Có cấu hình tim là: [He] l =0: Phân lớp 2s có 3Li(2s1) và 4Be(2s2) l=1: Phân lớp 2p từ 5B(2s22p1) đến 10Ne(2s22p6) + Chu kỳ 3 (n=3) Có cấu hình tim là: [Ne] Hoàn toàn giống chu kỳ 2 Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 9
  10. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Na Mg 13Al…………..…..18Ar 11 12 3s1 3s2 3s23p1…………….3s23p6 * Chu kỳ lớn (4,5,6,7) Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn. Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp và phân lớp Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là + Chu kỳ 4 (n=4) Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d)) 19K 20Ca 21Sc……………….…30Zn 31 Ga…………….36Kr 1 4s 3d 4s ………………...3d 4s 3d 4s24p1……..3d104s24p6 2 1 2 10 2 10 4s Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s13d5) và Cu(4s13d10) chứ không phải Cr(4s23d4) và Cu(4s23d9) + Chu kỳ 5 (n=5) Giống chu kỳ 4 37Rb 38Sr 39Y………………….48Cd In…………….54Xe 49 1 5s 4d 5s2………………..4d105s2 2 1 4d 5s2 5p1 ……..4d105s25p6 10 5s Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy + Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố - Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với nguyên tố Lantan. Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng. 55Cs 56Ba 57La* 72Hf……………80Hg 81Tl………………….86Rn 1 2 1 2 4f 5d 6s …….4f 5d 6s 4f 5d106s26p1…........ 4f145d106s26p1 14 2 2 14 10 2 14 6s 6s 5d 6s Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba Họ Lantan: Ce 59Pr…………………70Yb 71Lu 58 4f 5d 6s 4f 5d 6s ……………..4f 5d 6s 4f145d16s2 1 1 2 3 0 2 14 0 2 14 nguyên tố f + Chu kỳ 7 (n=7) Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6. Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp tư (6d) 2.4.2.2. Nhóm - Là tập hợp các nguyên tố có bằng nhau (nên có tính chất giống nhau). Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3 phân nhóm phụ. + Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 10
  11. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử thuộc phân lớp (có 8 phân nhóm chính) + Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử thuộc phân lớp ⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn c ấu hình electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó. 2.4.2.3. Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên t ố trong h ệ th ống tuần hoàn - Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn. - Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần c ủa đi ện tích hạt nhân nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố). Nó xác định số electron trong lớp vỏ nguyên tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố. ⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đó. 2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử 2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử * Theo chu kỳ - Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì - Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ. VD: Chu kỳ II Nguyên tử Li Be B C N O F o Bán kính, A 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 đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính c ủa chúng gi ảm r ất chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể t ừ ngoài vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử của các nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f ( sự co Lantanoid hay Actinôit) VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV Nguyên tử Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn o Bán kính, A 1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33 * Theo nhóm - Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do VD: Đối với phân nhóm chính IA Nguyên tử Li Na K Rb Cs Fr Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 11
  12. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương o Bán kính, A 1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 2,7 - Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của 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 đổi thậm chí có trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói trên gây ra. VD: Phân nhóm phụ IVB o Nguyên tử Bán kính ( A ) Ti 1,46 Zr 1,57 Hf 1,57 2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)  Định nghĩa Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên t ử t ự do ở tr ạng thái khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích) * Đối với những nguyên tử nhiều electron X – 1e- →X+: I1 Năng lượng ion hóa thứ nhất X+ -1e- →X2+: I2 Năng lượng ion hóa thứ hai X2+ -1e- →X3+: I3 Năng lượng ion hóa thứ ba Với I1<I2<I3…..  Biến đổi + Theo chu kỳ Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần. Vì . Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol) Số thứ tự nguyên tử + Phân nhóm chính Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm vì Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 12
  13. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương + Phân nhóm phụ Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ 2.5.3. Ái lực với electron: (E)  Định nghĩa Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm. VD: H(k) + e = H- + 0,756eV  Nhận xét - Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì ) - Các nguyên tố Halogen: ns2np5 có ái lực electron lớn nhất (vì ) - Các nguyên tố có cấu hình: s2p6 hay p3 có E nhỏ thậm chí âm vì 2.5.4. Độ âm điện ( χ )  Định nghĩa Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học. VD: Trong phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía Clo. ⇒ Một phi kim mạnh có độ âm điện lớn (Halogen là lớn nhất) Một kim loại mạnh có độ âm điện nhỏ (Kim loại kiềm là nhỏ nhất)  Biến đổi * Chu kỳ Độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải vì Độ âm điện * Phân nhóm chính Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì 2.5.5. Số oxi hóa * Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào đ ể t ạo ion có cấu hình bền (ns2np6 hay ns2np6nd10) + Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương + Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm. ⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là bằng số nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8. Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 13
  14. Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương  Biến đổi Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm I) đến +7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ -4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII. 2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim  Định nghĩa • Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương (cation). ⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Li (1s22s1) có tính kim loại mạnh hơn F (1s22s22p5) • Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành ion âm (anion). ⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.  Biến đổi *Theo chu kỳ Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của 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 một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. 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. Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 14
Đồng bộ tài khoản