1
Ví dụ 4.8
a. I1tăng dần: Na < Mg < S < P
Vì các nguyên tử cùng chu kỳ, theo chiều Z tăng thì r nguyên tử giảm →mất e khó hơn.
P có cấu hình e bán bão hòa ở các phân lớp nên bền hơn, khó mất e hơn so với S.
(Slide 67, chương 4)
b. I2: Na > Mg
Vì e thứ hai của Na là e lõi (không phải e hóa trị), liên kết với hạt nhân chặt chẽ
nên khó mất e hơn so với Mg. (Slide 73, chương 4)
c. Bán kính ion tăng dần: Al3+ < Mg2+ < Na+ < F-
Đây là các ion đẳng điện tử. Vì các ion có cùng số lớp e nên ion nào có điện tích
hạt nhân Z lớn hơn thì bán kính nhỏ hơn.
2
Ví dụ 4.11 So sánh bán kính của các ion: 17Cl- , 15P−3, 19K+,16S−2, 20Ca2+. Giải thích.
Hướng dẫn:
Bước 1: Tính số lượng e của từng ion
Bước 2: Nhận diện đây có phải là các ion đẳng điện tử hay không.
Nếu các ion đã cho có cùng số lượng e thì đây là những ion đẳng điện tử đồng nghĩa
với việc chúng có cùng cấu hình electron.
Bước 3: Sắp xếp các ion đã cho từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân.
Bước 4: Điền dấu nhỏ hơn vào giữa dãy ion của bước 4 vì chiều tăng dần điện tích hạt
nhân chính là chiều giảm dần bán kính ion.
Bước 5: Ghi lời giải thích.
3
•Số lượng e của từng ion:
EP3− = ES2− = ECl− = EK+ = ECa2+ = 18 electron
• Như vậy các ion đã cho là có số lượng electron bằng nhau do đó có chung cấu
hình electron.
•Các ion có cùng số enên ion nào có điện tích hạt nhân Z lớn hơn thì lực hút của
hạt nhân tạo ra trên đám mây điện tử của nó càng mạnh dẫn đến bán kính nhỏ
hơn.
•Ta có điện tích hạt nhân tăng dần theo thứ tự như sau: P3− < S2− < Cl− < K+ < Ca2+
•Vì vậy, bán kính giảm dần theo thứ tự như sau: P3− > S2− > Cl− > K+ > Ca2+
Ví dụ 4.11 So sánh bán kính của các ion: 17Cl- , 15P−3, 19K+,16S−2, 20Ca2+. Giải thích.
CHƯƠNG 5
KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÁC
MÔ HÌNH LIÊN KẾT HÓA HỌC ĐƠN GIẢN
Năm học 2023-2024, HKI
GV: Từ Thị Trâm Anh
tttanh@hcmus.edu.vn
5
r
I1
Tính
KL
𝜒
A1
Tính
PK
Nguyên tố s và p