Lý thuyết chương II Hóa học 10

Chương 2    Bảng tuần hoàn các nguyên tố và định luật tuần hoàn. 

A.        KIẾN THỨC CƠ SỞ

I.        NGUYÊN TẮC SẮP XẾP CƠ BẢN TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

*                Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.

*                Các nguyên tố có cùng số lớp electron nguyên tử được xếp thành một hàng.

*                Các nguyên tố có số electron lớp ngoài cùng bằng nhau được xếp thành một cột.

II.     CẤU TẠO BẢNG TUẦN HOÀN

1.         Ô NGUYÊN TỐ:

Ví Dụ: Ô nguyên tố của Fe:

Suy ra: Số thứ tự của mỗi nguyên tố trong bảng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó.

                                         Số thứ tự Z = số p = số e

2.         CHU KÌ

*      Chu kì là dẫy những nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron.

*       Số thứ tự của chu kì = số lớp electron.

*       Trong bản tuần hoàn hiện có 7 chu kì: 3 chu kì nhỏ và 4 chu kì lớn.

3.         NHÓM

*           Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.

*          Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 9 nhóm A đánh số từ IA đến VIIIA và có 8 nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB, mỗi nhóm là cột riêng nhóm VIII có 3 cột.

v   Nhóm A (là phân nhóm chính).

-        Những nguyên tố mà trong nguyên tử các phân lớp s và p đang được xây dựng thuộc phân nhóm A.

-        Nhóm A gồm các nguyên tố thuộc cả chu lớn và chu kì nhỏ.

-        Nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự của nhóm.

v   Nhóm B (là phân nhóm phụ).

-        Những nguyên tố mà trong nguyên tử, phân lớp d đang được xây dựng đều thuộc nhóm B.

-        Nhóm b chỉ gồm các nguyên tố chu kì lớn (chu kì 4, 5, 6, 7) và đều là kim loại.

-        Để xác định số thứ tự nhóm cần dựa vào tổng số electron ở hai phân lớp (n – 1)  (n: lớp ngoài cùng). Khi đó nếu:

v x + y < 8 thì x + y = số thứ tự nhóm.

Ví dụ: Cr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹. Nhóm VIB

v   8  x + y   10: thuộc nhóm VIIIB.

Ví dụ: Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². Nhóm VIIIB

                                Co:     1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ 4s². Nhóm VIIIB

v x + y > 10 thì (x + y) – 10 = số thứ tự nhóm.

Ví dụ: Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹. Nhóm IB

Chú ý:

-   Dựa vào nguyên tố trong mỗi chu kì và nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn có nhận xét:

-   Hai nguyên tố kế tiếp nhau trong cùng chu kì thì điện tích hạt nhân của chúng chỉ khác nhau 1 đơn vị.
-   Hai nguyên tố thuộc cùng một nhóm và ở hai chu kì kế tiếp, diện tích hạt nhân của chúng khác nhau 8 hay 18 hoặc 32 đơn vị.

-   Các nguyên tố xếp ngoài bảng thuộc chu kì 6 (họ Lantan) và chu kì 7 (họ Actini), gọi là các nguyên tố f.

III.  SỰ BIẾN TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.         CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬCỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A

*       Nhóm A gồm các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ và chu kì lớn. Trong nguyên tử các electron cuối cùng xếp vào phân lớp s hoặc phân lớp p nên gọi là nguyên tố s và nguyên tố p.

*          Với các nguyên tố nhóm A, số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự nhóm. Chúng thường thể hiện một hóa trị.

*                Sau mỗi chu kì, cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn, đặc biệt là số electron lớp ngoài cùng.

*          Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố. Đây là cơ sở của định luật tuần hoàn Menđêlêép.

2.         CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM B

*        Các nguyên tố nhóm B đều thuộc chu kì lớn. Trong nguyên tử của chúng electron cuối cùng được xếp vào phân lớp d hoặc phân lớp f – nên gọi là nguyên tố nhóm d và nguyên tố nhóm f, còn được gọi là nguyên tố kim loại chuyển tiếp

*       Các nguyên tố d và f có số hóa trị ở lớp ngoài cùng và phân lớp sắt ngoài cùng nên chúng thường có nhiều hóa trị.

3.         LỚP VÀ PHÂN LỚP ELECTRON NĂNG LƯỢNG ELECTRON CỦA CÁC ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ - CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

*                Năng lượng electron trong nguyên tử

*    Các nguyên lí và quy tác phân bố electron trong nguyên tử

*    Sự mô tả cấu trúc electron bằng vỏ nguyên tử

*     Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng.

IV.  BIẾN ĐỔI MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÝ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.         BÁN KÍNH NGUYÊN TỬ

*   Trong một chu kì: Khi điện tích tăng dần, bán kính nguyên tử các nguyên tố giảm dần.

Nguyên nhân là do số lớp electron không tăng nhưng điện tích hạt nhân tăng, làm cho lực tương tác giữa hạt nhân lên lớp vỏ ngoài của electron lớn lên nên  bán kinh nhỏ lại.

  *   Trong một nhóm: Theo chiều từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng dần

Nguyên nhân là do điện tích hạt nhân tăng nhưng số lớp electron cũng tăng, làm cho khoảng cách giữa hạt nhân với lớp electron ngoài cùng tăng dần.

2.         NĂNG LƯƠNG ION HÓA (kí hiệu I, đơn vị kJ/mol)

*                Năng lượng ion hóa của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.

*                Tương ứng với sự tách electron thứ nhất, thứ hai,…ta có năng lượng ion hóa thứ nhất (I₁), thứ (I₂),…

3.         ĐỘ ÂM ĐIỆN

*    Độ âm điện của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử nguyên tố đố trong phân tử.

v   Trong một chu kì, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân thì giá trị của độ âm điện tăng dần.

v   Trong cùng một nhóm, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện giảm dần.

V.     SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH KIM LOẠI – TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.         SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH KIM LOẠI – TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

*        Tính kim loại được đặc trưng bằng khả năng dễ nhường electron để trở thành ion dương của nguyên tử. Nguyên tử càng dễ nhường electron thì tính kim loại của nguyên tố đố càng mạnh.

*        Tính phi kim được đặc trưng bằng khả năng dễ nhận electron để trở thành ion âm của nguyên tử. Nguyên tử càng dễ nhận electron thì tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh.

*                Quy luật biến đổi trong một chu kì và trong một nhóm:

v Trong một chu kì, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân thì giá trị của độ âm điện tăng dần.

v Trong cùng một nhóm, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện giảm dần.

2.         SỰ BIẾN ĐỔI VỀ HÒA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

*    Hóa trị của các nguyên tố liên quan chặt chẽ với các electron ở lớp ngoài cùng và một số electron ở phân lớp d, f của lớp gần ngoài cùng (với các nguyên tố nhóm d, f).

v   Trong cùng một chu kì từ trái sang phải, hóa trị cao nhất với oxi tăng dần từ 1 đến 7, còn hóa trị đối với hiđro của các phi kim giảm từ 4 đến 1.

-        Như vậy, với các nguyên tố phi kim:

Hóa trị cao nhất với oxi + hóa trị với hiđro = 8

Ví dụ:        Oxit cao nhất:         CO₂              N₂O₅          SO₃           Cl₂O₇

          Hợp chất với hiđro:        CH₄           NH₃            H₂S                HCl

*     Trong một nhóm A, hóa trị cao nhất đối với oxi của các nguyên tố bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm.

3.         SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH AXIT – BAZƠ VÀ HIĐROXIT

*      Tính axit – bazơ của oxit và hiđroxit của các nguyên tố quan hệ mật thiết với tính phi kim – kim loại của nguyên tố.

*    Nguyên tố có tinh kim loại càng mạnh thì tính bazơ của oxit và của hiđroxit càng mạnh, còn nguyên tố có tính phi kim càng mạnh thì axit của oxit và hiđroxit càng mạnh.

Ví dụ:     Tính kim loại: Na > Mg > Al

                Tính bazơ:  Na₂O > MgO > Al₂O₃
                                  NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃

                Tính phi kim: P < S < Cl

                Tính axit: P₂O₅ < SO₃ < Cl₂O₇

                               H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₇

*     Trong một chu kì, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân thì tính bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
*     Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân thì tính bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng tăng dần và tính axit của chúng giảm dần.

VI.  ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.

VII.     Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.         QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO

Biết vị trí của mọt nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra cấu tạo nguyên tử và những tính chất hóa học cơ bản của nguyên tố đó. Ngược lại khi biết cấu tạo vỏ nguyên tử (cấu hình electron) suy ra được tính chất hóa học cơ bản và vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn.

Ví dụ: Biết nguyên tố ở ô 19, thuộc chu kì 4, nhóm IA, suy ra:

-        Nguyên tử có 19p, 19e.

-        Lớp ngoài cùng có 1e.

-        Là nguyên tố kim loại mạnh.

ð Cấu hình electron: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Ví dụ: Biết được cấu hình electron: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

                                         Suy ra:

-        Nguyên tố ở ô 16.

-        Chu kì 3.

-        Phân nhóm A nhóm 6 (nhóm VIA).

-        Là phi kim.

2.         SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC GIỮA CÁC NGUYÊN TỐ XUNG QUANH VÀ DỰ ĐOÁN TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ

Ví dụ 1:

-        Theo chu kì 3: Si, P, S. Thì tính phi kim của P mạnh hơn Si nhưng yếu hơn S.

-        Theo nhóm VA: Tính phi kim của P mạnh hơn của As nhưng yếu hơn N.

Ví dụ 2:

Nguyên tố atatin thuộc nhóm VIIA, đứng dưới iot chắc chắn tính phi kim, tính oxi hóa yếu hơn iot.