1
Chư ơ ng I.
CẤ U TẠ O NGUYÊN TỬ – HỆ THỐ NG TUẦ N HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
I. Cấ u tạ o nguyên tử .
Nguyên tử gồ m hạ t nhân tích điệ n dư ơ ng (Z+) ở tâm và có Z electron chuyể n độ ng
xung quanh hạ t nhân.
1. Hạ t nhân: Hạ t nhân gồ m:
− Proton: Điệ n tích 1+, khố i lư ợ ng bằ ng 1 đ.v.C, ký hiệu (chỉ số ghi trên là khối
lư ợ ng, chỉ số ghi dư ớ i là điệ n tích).
− Nơ tron: Không mang điệ n tích, khố i lư ợ ng bằ ng 1 đ.v.C ký hiệu
Như vậ y, điệ n tích Z củ a hạ t nhân bằ ng tổ ng số proton.
* Khố i lư ợ ng củ a hạ t nhân coi như bằ ng khố i lư ợ ng củ a nguyên tử (vì khối lư ợ ng
củ a electron nhỏ không đáng kể ) bằ ng tổ ng số proton (ký hiệu là Z) và số nơ tron (ký
hiệu là N):
Z + N ≈ A.
A đư ợ c gọ i là số khố i.
* Các dạ ng đồ ng vị khác nhau củ a mộ t nguyên tố là nhữ ng dạ ng nguyên tử khác
nhau có cùng số proton như ng khác số nơ tron trong hạ t nhân, do đó có cùng điệ n tích
hạ t nhân như ng khác nhau về khố i lư ợ ng nguyên tử , tứ c là số khố i A khác nhau.
2. Phả n ứ ng hạ t nhân: Phả n ứ ng hạ t nhân là quá trình làm biến đổ i nhữ ng hạ t nhân
củ a nguyên tố này thành hạt nhân của những nguyên tố khác.
Trong phản ứng hạt nhân, tổ ng số proton và tổ ng số khố i luôn đư ợ c bả o toàn.
Ví dụ :
Vậy X là C. Phư ơ ng trình phản ứng hạt nhân.
3. Cấ u tạ o vỏ electron củ a nguyên tử .
Nguyên tử là hệ trung hoà điệ n, nên số electron chuyể n độ ng xung quanh hạ t nhân
bằ ng số điệ n tích dư ơ ng Z củ a hạ t nhân.
Các electron trong nguyên tử đư ợ c chia thành các lớ p, phân lớ p, obitan.
a) Các lớ p electron. Kể từ phía hạ t nhân trở ra đư ợ c ký hiệu:
Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 …
Bằng chữ tư ơ ng ứ ng: K L M N O P Q …
Nhữ ng electron thuộ c cùng mộ t lớ p có năng lư ợ ng gầ n bằ ng nhau. Lớ p electron
càng gầ n hạ t nhân có mứ c năng lư ợ ng càng thấ p, vì vậy lớp K có năng lư ợ ng thấ p
nhấ t.
Số electron tố i đa có trong lớ p thứ n bằ ng 2n2. Cụ thể số electron tố i đa trong các
lớ p như sau:
Lớ p : K L M N …
Số electron tố i đa: 2 8 18 32 …
b) Các phân lớ p electron. Các electron trong cùng mộ t lớ p lạ i đư ợ c chia thành các
phân lớ p.
Lớ p thứ n có n phân lớ p, các phân lớ p đư ợ c ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ
hạt nhân trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lư ợ ng bằ ng nhau.
Lớ p K (n = 1) có 1 phân lớ p : 1s.
2
Lớ p L (n = 2) có 2 phân lớ p : 2s, 2p.
Lớ p M (n = 3) có 3 phân lớ p :3s, 3p, 3d.
Lớ p N (n = 4) có 4 phân lớ p : 4s, 4p, 4d, 4f.
Thứ tự mứ c năng lư ợng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s,
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…
Số electron tối đa của các phân lớp như sau:
Phân lớp : s p d f.
Số electron tối đa: 2 6 10 14.
c) Obitan nguyên tử : là khu vự c không gian xung quanh hạ t nhân mà ở đó khả năng
có mặ t electron là lớ n nhấ t (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầ u.
Phân lớ p p có 3 obitan dạ ng hình số 8 nổ i.
Phân lớ p d có 5 obitan, phân lớ p f có 7 obitan. Obitan d và f có dạ ng phứ c tạ p hơ n.
Mỗ i obitan chỉ chứ a tố i đa 2 electron có spin ngư ợ c nhau. Mỗi obitan đư ợc ký hiệ u
bằ ng 1 ô vuông (còn gọ i là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron ta gọi đó
là electron độc thân, nếu đủ 2 electron ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan
không có electron gọi là obitan trống.
4. Cấ u hình electron và sự phân bố electron theo obitan.
a) Nguyên lý vững bền: trong nguyên tử, các electron lần lư ợ t chiế m các mứ c năng
lư ợ ng từ thấ p đế n cao.
Ví dụ : Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26).
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Nếu viết theo thứ tự các mứ c năng lư ợ ng thì cấu hình trên có dạng.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của
cation hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó.
Ví dụ : Cấu hình electron của
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5.
Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận.
Ví dụ :
S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cần hiểu rằng : electron lớ p ngoài cùng theo cấ u hình electron chứ không theo mức
năng lư ợ ng.
5. Năng lư ợ ng ion hoá, ái lự c vớ i electron, độ âm điệ n.
a) Năng lư ợ ng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lư ợng cần tiêu thụ để
tách 1e ra khỏi nguyên tử và biến nguyên tử thành ion dư ơ ng. Nguyên tử càng dễ
như ờng e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng nhỏ.
b) Ái lự c vớ i electron (E). Ái lực với electron là năng lượng giải phóng khi kết hợp
1e vào nguyên tử, biến nguyên tử thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng
mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.
c) Độ âm điệ n (
χ
).Độ âm điệ n là đạ i lư ợ ng đặ c trư ng cho khả năng hút cặ p
electron liên kế t củ a mộ t nguyên tử trong phân tử .
Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:
− Nguyên tố có χ càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết
càng mạnh.
3
− Độ âm điện χ thư ờ ng dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các
hiệu ứng dịch chuyển electron trong phân tử.
− Nếu hai nguyên tử có χ bằ ng nhau sẽ tạ o thành liên kế t cộ ng hoá trị thuầ n tuý. Nếu
độ âm điện khác nhau nhiề u (χ∆ > 1,7) sẽ tạo thành liên kết ion. Nếu độ âm điện khác
nhau không nhiều (0 < χ∆ < 1,7) sẽ tạo thành liên kế t cộ ng hoá trị có cự c.
II. Hệ thố ng tuầ n hoàn các nguyên tố hoá họ c.
1. Định luật tuần hoàn.
Tính chấ t củ a các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơ n chất và
hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
2. Bảng hệ thống tuần hoàn.
Ngư ời ta sắp xếp 109 nguyên tố hoá học (đã tìm đư ợc) theo chiều tăng dần của điện
tích hạt nhân Z thành một bảng gọi là bảng hệ thống tuần hoàn.
Có 2 dạng bảng thư ờ ng gặp.
a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm đư ợc
chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên
tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại.
b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng,
chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân
nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và phân
nhóm phụ (gồm các nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên
tố f (họ lantan và họ actini) đư ợc xếp thành 2 hàng riêng.
Trong chư ơ ng trình PTTH và trong cuố n sách này sử dụ ng dạ ng bả ng ngắ n.
3. Chu kỳ.
Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớ p electron.
Mỗi chu kỳ đều mở đầ u bằ ng kim loạ i kiề m, kế t thúc bằ ng khí hiế m.
Trong mộ t chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
- Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần.
- Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính
nguyên tử giảm dần. Do đó:
+ Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần.
+ Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần.
- Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV
(nhóm IV) đến I (nhóm VII).
4. Nhóm và phân nhóm.
Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dư ớ i theo chiều tăng
điện tích hạt nhân.
- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các
electron ở lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng như ờng electron của nguyên tử
tăng dần. Do đó:
+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần.
- Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dư ơ ng) của các nguyên tố bằng số thứ tự của
nhóm chứa nguyên tố đó.
5. Xét đoán tính chất của các nguyên tố theo vị trí trong bảng HTTH.
Khi biết số thứ tự của một nguyên tố trong bảng HTTH (hay điện tích hạt nhân Z),
ta có thể suy ra vị trí và những tính chất cơ bản của nó. Có 2 cách xét đoán.:
4
Cách 1: Dựa vào số nguyên tố có trong các chu kỳ.
Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố và Z có số trị từ 1 đến 2.
Chu kỳ 2 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 3 → 10.
Chu kỳ 3 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 11→ 18.
Chu kỳ 4 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 19 → 36.
Chu kỳ 5 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 37 → 54.
Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố và Z có số trị từ 55 → 86.
Chú ý:
- Các chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, các nguyên tố đề u thuộ c phân nhóm chính (nhóm A).
- Chu kỳ lớn (4 và 5) có 18 nguyên tố, ở dạng bảng ngắn đư ợc xếp thành 2 hàng.
Hàng trên có 10 nguyên tố, trong đó 2 nguyên tố đầ u thuộ c phân nhóm chính (nhóm
A), 8 nguyên tố còn lạ i ở phân nhóm phụ (phân nhóm phụ nhóm VIII có 3 nguyên tố).
Hàng dưới có 8 nguyên tố, trong đó 2 nguyên tố đầu ở phân nhóm phụ, 6 nguyên tố
sau thuộc phân nhóm chính. Điều đó thể hiện ở sơ đồ sau:
Dấu * : nguyên tố phân nhóm chính.
Dấu • : nguyên tố phân nhóm phụ.
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 26.
Vì chu kỳ 4 chứa các nguyên tố Z = 19 → 36, nên nguyên tố Z = 26 thuộc chu kỳ 4,
hàng trên, phân nhóm phụ nhóm VIII. Đó là Fe.
Cách 2: Dựa vào cấu hình electrong của các nguyên tố theo những quy tắc sau:
- Số lớp e của nguyên tử bằng số thứ tự của chu kỳ.
- Các nguyên tố đang xây dựng e, ở lớp ngoài cùng (phân lớp s hoặc p) còn các lớp
trong đã bão hoà thì thuộc phân nhóm chính. Số thứ tự của nhóm bằng số e ở lớp
ngoài cùng.
- Các nguyên tố đang xây dựng e ở lớp sát lớp ngoài cùng (ở phân lớp d) thì thuộ c
phân nhóm phụ .
Ví dụ : Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25.
Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2.
- Có 4 lớp e → ở chu kỳ 4.
Đang xây dựng e ở phân lớp 3d → thuộc phân nhóm phụ. Nguyên tố này là kim
loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7+.
Do đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII. Đó là Mn.
5
BÀI TẬ P CHƯ Ơ NG I.