Sự biến đổi tính chất các nguyên tố trong bảng Hệ thống tuần hoàn

 by nguyenlien on 02/05/10, 06:49 am

Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học định luật tuần hoànSự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học định luật tuần hoànTheo chiều tăng điện tích hạt nhân của nguyên tử các nguyên tố:• Tính kim loại và phi kim của các nguyên tố biến đổi ra sao?• Hóa trị của các nguyên tố có thay đổi theo quy luật nào không?• Thành phần và tính chất của hợp chất các nguyên tố biến đổi như thế nào?I. Tính kim loại, tính phi kimTính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron, tính kim loại của nguyên tố càng mạnh.Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron thì tính phi kim của nguyên tố càng mạnh.Ranh giới tương đối giữa nguyên tố kim loại, phi kim trong bảng tuần hoàn các NTHH được phân cách bằng đường dích dắc in đậm. Phía phải là các nguyên tố phi kim, phía trái là nguyên tố kim loại.1. Sự biến đổi tính chất trong một chu kìTrong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố yếu dần, đồng thời tính phi kim mạnh dần.Thí dụ: Chu kì 3 bắt đầu từ nguyên tố Na (Z = 11), [Ne]3s1, là một kim loại điển hình. Rồi lần lượt đến Mg (Z = 12), [Ne]3s2, là kim loại mạnh nhưng hoạt động kém natri. Al (Z = 13), [Ne]3s23p1, là một kim loại nhưng hiđroxit đã có tính chất lưỡng tính. Si (Z = 14), [Ne]3s23p2 là một phi kim. Từ P (Z = 15), [Ne]3s23p3 đến S (Z = 16), [Ne]3s23p4 tính phí kim mạnh dần. Cl (Z = 17) [Ne]3s23p5, là một phi kim điển hình, rồi đến khí hiếm Ar (Z = 18), [Ne]3s23p6. Quy luật trên được lặp lại đối với mỗi chu kì.Có thể giải thích quy luật biến đổi tính chất trên theo bán kính nguyên tử:Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải, điện tích hạt nhân tăng dần nhưng số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố bằng nhau, do đó lực hút của hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng tăng lên làm cho bán kính nguyên tố giảm dần (xem hình 2.1), nên khả năng dễ nhường electron (đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố) giảm dần, đồng thời khả năng thu electron (đặc trưng cho tính phi kim của nguyên tố) tăng dần.Trong mỗi chu kì, bán kính nguyên tử giảm từ trái qua phải.Trong mỗi nhóm A, bán kính nguyên tử tăng theo chiều từ trên xuống dưới.

2. Sự biến đổi tính chất trong một nhóm ATrong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần.Thí dụ:Nhóm IA gồm các kim loại điển hình: Tính chất kim loại tăng rõ rệt từ Li (Z = 3), 1s22s1 đến Cs (Z = 55), [Xe]6s1 tức là khả năng mất electron tăng dần. Xesi là nguyên tố kim loại mạnh nhất.Nhóm VIIA gồm các phi kim điển hình: Tính phi kim giảm dần từ F (Z = 9),

1s22s22p5 đến I(Z = 53), [Kr] 4d105s25p5, tức là khả năng thu thêm electron giảm dần. Flo là nguyên tố phi kim mạnh nhất.Quy luật đó được lặp lại đối với các nhóm A khác và được giải thích như sau: Trong một nhóm A, theo chiều từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng, nhưng đồng thời số lớp electron cũng tăng làm bán kính nguyên tử các nguyên tố tăng nhanh và chiếm ưu thế hơn nên khả năng nhường electron của các nguyên tố giảm – tính phi kim giảm.Nguyên tử Cs có bán kính nguyên tử lớn nhất nên dễ nhường electron hơn cả, nó là kim loại mạnh nhất. Nguyên tử F có bán kính nguyên tử nhỏ nhất nên để thu thêm electron hơn cả, nó là phi kim mạnh nhất.3. Độ âm điện

a) Khái niệmđộ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi hình thành liên kết hóa học.Như vậy, độ âm điện của nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nó càng mạnh. Ngược lại, độ âm điện của nguyên tử càng nhỏ thì tính kim loại của nó càng mạnh.

b) Bảng độ âm điện

Trong hóa học, có nhiều thang độ âm điện khác nhau do các tác giả tính toán trên những có sở khác nhau. Dưới đây giới thiệu bảng giá trị độ âm điện do nhà hóa học Pau-linh(Pauling) thiết lập năm 1932. Vì nguyên tố flo là phi kim mạnh nhất, Pau-linh quy ước lấy độ âm điện của nó để xác định độ âm điện tương đối của các nguyên tử nguyên tố khác.

Bảng 6. Giá trị âm điện của nguyên tử một số nguyên tố nhóm A theo Pau-linhNhómChu kỳ IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA1 H 2,202 Li 0,98 Be 1,57 B 2,04 C 2,55 N 3,04 O 3,44 F 3,983 Na 0,93 Mg 1,31 Al 1,61 Si 1,90 P 2,19 S 2,58 Cl 3,164 K 0,82 Ca 1,00 Ga 1,81 Ge 2,01 As 2,18 Se 2,55 Br 2,965 Rb 0,82 Sr 0,95 In 1,78 Sn 1,96 Sb 2,05 Te 2,1 I 2,666 Cs 0,79 Ba 0,89 Tl 1,62 Pb 2,33 Bi 2,02 Po 2,0 At 2,2Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung tăng dần.Trong một nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung giảm dần.Quy luật biến đổi độ âm điện phù hợp với sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố trong một chu kì và trong một nhóm A mà ta đã xét ở trên.Kết luận: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.II. Hóa trị của các nguyên tốTrong một chu kì, đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, còn hóa trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro giảm từ 4 đến 1.Thí dụ, trong chu kì 3, ba nguyên tố đầu chu kì (Na, Mg, Al) tạo thành hợp chất oxit, trong đó chúng có hóa trị lần lượt là 1, 2, 3. Các nguyên tố tiếp theo (Si, P, S, Cl) có hóa trị lần lượt là 4, 5, 6, 7 trong oxit cao nhất.

Các nguyên tố phi kim Si, P, S, Cl tạo được hợp chất khí với hiđro, trong đó chúng có hóa trị lần lượt 4, 3, 2, 1.Đối với các chu kì khác, sự biến đổi hóa trị của các nguyên tố cũng diễn ra tương tự (xem bảng 7).Bảng 7. Sự biến đổi tuần hoàn hóa trị của các nguyên tốSố thứ tự nhóm AIA IIA IIA IVA VA VIA VIIAHợp chất với oxi Na2OK2O MgOCaO Al2O3Ga2O3 SiO2GeO2 P2O5As2O5 SO3SeO3 Cl2O7Br2O7Hóa trị cao nhất với oxi1 2 3 4 5 6 7Hợp chất khí với Hiđro SiH4GeH4 PH3AsH3 H2SH2Se HClHBrHóa trị với Hiđro4 3 2 1III. Oxit và hiđroxit của các nguyên tố nhóm aTrong một chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng yếu dần, đồng thời tính axit của chúng mạnh dần.Bảng 8. Sự biến đổi tính axit-bazơNa2OOxit bazơMgOOxit bazơAl2O3Oxit lưỡng tính SiO2Oxit axitP2O5Oxit axitSO3Oxit axitCl2O7Oxit axit

NaOHBazơ mạnh (kiềm) Mg(OH)2Bazơ yếuAL(OH)3Hiđroxit lưỡng tínhH2SIO3Axit yếu H3PO4Axit trung bình H2SO4

Axit mạnh HClO4Axit rất mạnhTính bazơ yếu dần đồng thời tính axit mạnh dầnSự biến đổi tính chất như thế được lặp lại ở các chu kì sau.IV. Định luật tuần hoànTrên cơ sở khảo sát sự biến đổi tuần hoàn của cấu hình electron nguyên tử, bán kính nguyên tử, độ âm điện của nguyên tử, tính kim loại và tính phi kim của các nguyên tố hóa học, thành phần và tính chất các hợp chất của chúng, ta thấy tính chất của các nguyên tố hóa học biến đổi theo chiều điện tích hạt nhân tăng, nhưng không liên tục mà tuần hoàn.Định luật tuần hoàn về nguyên tố hóa học được phát biểu như sau:Tính chất của nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

CẤU TẠO BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

    -Có nhiều loại bảng HTTH nhưng bảng HTTH dạng dài là thuận tiên hơn cả.

    -Cấu tạo của dạng này: mỗi hàng là một chu kì,mỗi cột là một nhóTrừ các nguyên tố họ lantan và họ actini được xếp vào nhóm 3B và 8B . Có tất cả 7 chu kì , 8 nhóm A  và 8 nhóm B

    1.1. Ô

      Ô là vĩ trí cụ thể của một nguyên tố , chỉ rõ tọa độ của nguyên tố đó trong bảng HTTH. Là số thứ tự của nguyên tố và là điện tích hạt nhân của nguyên tố , chỉ số thứ tự của chu kì, số thứ tự nhóm, phân loại nhóm của nguyên tố. Như vậy về nguyên tắc khi biết nguyên tố nằm ở ô nào thì ta có thể xác định được cấc hình electron của nguyên tử đó.

 

    1.2. Nhóm

      Nhóm gồm các nguyên tố có số electron ngoài cùng bằng nhau hoặc những phân lớp ngoài cùng giống nhau và bằng số thứ tự của nhóm. Nói cách khác: các nguyên tố trong cùng nhóm có cấu hình electron ở lớp ngoài cùng giống nhau, trong đó tổng số electron ở lớp ngoài cùng  hoặc các phân lớp ngoài cùng bằng STT nhóm

Sau đây là cấu hình electron hoá trị của các nguyên tố s,p ,d theo nhóm

Có hai loại nhóm: phân nhóm chính (nhóm A)

       

                        Phân nhóm phụ (nhóm B)

-Phân nhóm chính: gồm các nguyên tố s và p. Cấu hình e ngoài cùng là ns hoặc ns2npx-2, chúng luôn có số e ngoài cùng bắng STT của nhóm (x là STT của nhóm)

     -Phân nhóm phụ: là ác nguyên tố kim loại (những nguyên tố chuyển tiếp), là các nguyên tố d, có cáu hình e ngoài cùng là (n-1)d x-1ns1 (có một số ngoại lệ Cu, Ag,Au,có cấu hình (n-1)dx-1ns1

*Các nguyên tố nhóm 8B là trường hợp đặc biệt có số e  ở phân lớp ngoài lớn hơn STT

  NHƯ VẬY

Dựa vào cấu hình e của nguyên tố ,người ta có thể xác định được vĩ trí

s của nguyên tố trong bảng phân loại tuần hoàn và ngựơc lại . Ngoài ra có thể dự đoán được một số tính chất hóa học đặc trưng của nguyên tố

vd :  cấu hình của nguyên tố  1s22s22p63s2 . nguyên tố này co z=12 và n=3 thuộc chu kì 3, là nguyên tố p(kim loại), thuộc phân nhóm chính nhóm 2 vì có 2 e ở lớp ngoài cùng.

  1.3. Chu kì

nhóm Nguyên tố s và p Nguyên tố p

1 ns1 (n-1)d10ns1

2 ns2 (n-1)d10ns2

3 s2np1 (n-1)d1ns1

4 s2np2 (n-1)d2ns2

5 s2np3 (n-1)d3ns2

6 s2np4 (n-1)d5ns1

7 s2np5 (n-1)d5ns2

8 s2np6 (n-1)d6.7.8ns2

- Chu kì là dãy nguyên tố viết theo chiều ngang bắt đầu bằng nguyên tố nhóm ns1 và kết thúc bằng nguyên tố nhóm p , ở khoảng giữa có thể là nhóm d hoặc f…

-Số thứ tự chu kì bằng số lượng tử chính n của lớp e ngoài cùng

- Chu kì 1 là chu kì đặc biệt có 2 nguyên tố nhóm s

-Chu kì 2 và 3 là hai chu kì nhỏ gồm 8 nguyên tố , có 2 nguyên tố nhóm s và 6 nguyên tố nhóm p

-Chu kì 4 và 5 là hai chu kì lớn , mỗi chu kì có 18 nguyên tố , gồm hai nguyên tố nhóm s , 10 nguyên tố nhóm d và 6 nguyên tố nhóm p

*Những nguyên tố có e điền vào nhóm d là những nguyên tố chuyển tiếp.Có hai dãy nguyên tố chuyển tiếp:

      +Dãy thứ nhất gồm 10 nguyên tố từ Sc(z=21) đến nguyên tố Zn(z=30)

      +Dãy thứ hai gồm 10 nguyên tố từ Y (z=39) đến nguyên tố Sd(z=48)

      +Các nguyên tố thuộc hai dãy trên có cấu trúc e ứng với công thức chung (n-1)d1 -10ns2

-Chu kì 6 là chu kì hoàn chỉnh có 32 nguyên tố xếp thành hai hang ngang, 14 nguyên tố đất hiếm họ lantan đựoc xếp vào cùng một ô với nguyên tố La. Gồm 2 nguyên tố nhóm s ,14 nguyên tố nhóm f, 10 nguyên tố nhóm d và 6 nguyên tố nhóm p

- Chu kì 7 là chu kì chưa kết thúc ,mới có 23 nguyên tố tư z=87 đến z=109. Gồm 2 nguyên tó nhóm s , 14 nguyên tố nhóm f và một số nguyên tố nhóm d. Như chi kì 6, chu kì 7 có 14 nguyên tố nhóm đất hiếm họ actini xếp cùng một ô với Ac

*NHẬN X ÉT

  Tính chất tuần hoàn của cấu trúc vỏ electron

-Qua khảo sát cấu trúc e của các nguyên tố trong bảng HTTH ,người ta nhận thấy sự sắp xếp e trong lớp vỏ nguyên tử có tính chất tuần hoàn

-Khi chuyển sang chu kì mới ,các e bắt đầu sắp xếp vào lớp lượng tử mới trong nguyên tử  các nguyên tố và theo chiều tăng  điện tích hạt nhân của chúng, trật tự sắp xếp e vào các phân lớp lượng tử lặp lại tuần hoàn

-Số e của lớp ngoài cùng  hoặc của những phân lớp ngoài cùng của nguyên tử của nguyên tố lặp lại tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của chúng

       2.QUY LUẬT BIẾN ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

  Tùy theo sự biến đổi tính chất của các nguyên tố hóa học theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân mà có thể phân loại thành:                                                

  +Những tính chất biến đổi tuần hoàn

  +Những tính chất biến đổi không tuần hoàn

2.1.Những tính chất biến đổi không tuần hoàn

Những tính chất này phụ thuộc đơn điệu vào sự tăng dần của điện tích hạt nhân chứ không phụ thuộc vào cấu hình e nguyên tử của nguyên tố

vd: khối lượng nguyên tử

      nhiệt dung nguyên tử

       sự biến đổi sóng quang phổ x của các nguyên tố

2.2.Những tính chất biến đổi tuần hoàn

   tuần hoàn của các nguyên tố. Nhiều tính chất hóa học của các nguyên tố hóa học phụ thuộc vào cấu hình e của nguyên tử .Sự lặp lại tuần hoàn của cấu hình e của nguyên tử khi sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của điện tích hạt nhân là nguyên nhân sự lặp lại tính chất

Dưới đây là sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố:

+Tính dẫn điện và cấu trúc tinh thể

+Bán kính nguyên tử và ion

+Năng lượng ion hoá

+Ái lực electrron

+Độ âm điện

+Số oxi hoá

+Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy

2.2.1.Tính dẫn điện và cấu trúc tinh thể

*Dựa vào tính dẫn điện người ta phân chia các nguyên tố hoá học thành kim loại , phi kim và á kim

-Nguyên tố kim loại là chất dẫn điện ,độ dẫn điện giảm khi nhiệt độ tăng

-Nguyên tố phi kim là chất cách điện , độ dẫn điện của chúng hết sức kém hoặc không đo được

-Nguyên tố á kim là chất có độ dẫn điện bé , có thể đo được và tăng khi nhiệt độ tăng. Nghĩa là chúng là chất bán dẫn

-Các nguyên tố kim loại được sắp xếp ở bên trái bảng tuần hoàn ,ác nguyên tố phi kim ở bên phải. Đường ranh giới giữa hai loại nguyên tố đó là đường chéo đi từ B đến At. Tuy nhiên ở hai bên đường ranh giới đó là các á kim, đó là: Si, Ge, As, Sb, Te. Một vài nguyên tố khác ở hai bên ranh giới đó tuy không được xếp váo á kim nhưng vẫn có những tính chất trung gian

Vd: kim cương và than chì là hai dạng thù hình của cacbon, kim cương không dẫn điện nhưng than chì dẫn điện.

-Việc phân loại các nguyên tố trở nên khó khăn hơn do hình thức thù hình ,có thể nêu một vài nét tổng quát sau:

+Tất cả các nguyên tố chuyển tiếp ,các nguyên tố trong các nhóm 1A, 2A và các nguyên tố nặng trong nhóm 4A và 5A đều là kim loại. Những nguyên tử kim loại và á kim có cấu kiến trúc tinh thể phúc tạp , mạng lưới không gian , mạng lưới lớp  hoặc mạng lưới phân tử có kiến trúc tinh thể mạch dài.

+Các nguyên tố nhẹ hơn trong nhóm 4A, 5A, 6A, 7A và 8A đều là phi kim.Chúng thường tồn tại dưới dạng phân tử riêng như: N2 , Cl2 , S8 , ở trạng thái rắn chúng có mạng lưới tinh thể

2.2.2. Bán kính nguyên tử và ion

*Vì đám mây e không rõ nét nên người ta không xác định được chính xác bán kính của nguyên tử hay của ion. Do vậy bán kính nguyên tử và bán

kính ion chỉ là đại lượng quy ước, nhưng vẫn là một đại lượng quan trọng đặc trưng cho nguyên tố.

-Người ta chừa nhận :bán kính nguyên tử ở trạng thái  tự do là khoảng cách từ hạt nhân đến cực đại của hàm phân bố theo bán kính của obitan ngoài cùng của e

=> Do vậy bán kính nguyên tử phụ thuộc vào Z , trạng thái của các electrron trong nguyên tử

Ta nghiên cứu :bán kính cộng hoá trị , bán kính kim loại, và bán kính ion

a) Bán kính cộng hoá trị và bán kính kim loại

-Bán kính cộng hoá trị của nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết đơn cộng hoá trị trong phân tử đơn chất

Vd: H-H            d=0,74A0        rH =0,37A0

       F-F              d=1,44A0       rF =0,72A0

           Cl-Cl            d=1,998A0    RCl =0,99A0

-Bán kính kim loại của một nguyên tố kim loại được xác định bắng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử gần nhau nhất trong tinh thể kim loại .

Vd: bán kính của kim loại Na là 1,54A0

       Của Mg là 1,30 A0

       Của Cu là 1,28A0

*Sự thay đổi tính bán kính nguyên tử trong một chu kì:

-Trong một chu kì bán kính nguyên tử của các nguyên tố giảm dần theo chiều tăng của điện tích hạt nhân từ kim loại kiềm đên halogen

-Nguyên nhân là: khi thêm dần e vào các obitan nguyên tử có  năng lượng như nhau hoặc gần nhau ,điện tích hạt nhân tăng lên sẽ hút e với lực hút mạnh lên dần. Sự giảm bán kính thể hiện mạnh nhất khi thêm electron s thứ hai và thể hiện tương đối yếu hơn khi thêm các e vào: p, d,f .

 Sự tăng bất thường bán kính nguyên tử từ halogen đến khí hiếm được giải thích là : trong tinh thể của cá khi hiếm ở trạng thái rắn tương tác giữa các nguyên tử yếu hơn so với trong phân tử halogen

*Sự biến đổi bán kính ion trong nhóm:

+Trong nhóm A : bán kính nguyên tử tăng lên theo chiều tăng của điện tích hạt nhân . Nguyên nhân là do tăng số lớp e của các nguyên tử.

+Trong nhóm B : sự biến thiên xảy ra ít hơn so với trong nhóm A        =>trong một phân nhóm bán kính nguyên tử tăng lên khi đi từ trên xuống dưới

b) Bán kính ion

-Trong tinh thể ion người ta quy ước rằng khoảng cách giữa hai tâm ion dương và ion âm cạnh nhau gần nhau nhất bằng tổng số bán kính của hai ion đó. Như vậy muốn xác định bán kính của một trong hai ion trong tinh thể thì cần phải biết khoảng cách giữa hai ion và bán kính ion kia

-Sự giảm bán kính ion của các nguyên tố trong một chu kì mạnh hơn sự biến đổi bán kính nguyên tử.

Nguyên nhân là khi tạo thành một dãy ion từ các nguyên tố trong một chu kì , điện tích hạt nhân tăng lên sẽ tác dụng với cùng 1 e như nhau.Bán kính của ion âm lớn hơn bán kính của ion dương, nhưng chiều biens đổi của chúng thì ngược nhau.

Vd:

Nguyên tử C N O F Na Mg Al Si

Bán kính 0.77 0.70 0.66 0.64 0.86 1.60 1.43 1.17

Ion C-4 N-3 O-2 F- Na+ Mg+2 Al+3 Si+4

Bán kính 2.6 2.71 1.4 1.36 0.95 0.65 0.5 0.4

 

Những yếu tố ảnh hưởng đến kích thước ion

-Khi chuyển một ion trung hoà thành anion thì bán kính tăng nhanh chóng.          Nguyên nhân là do khi kết hợp e vào nguyên tử thì tác dụng

chắn của e tăng lên , điện tích hiệu dụng của hạt nhân giảm xuống. Mặt khác khi nguyên tử thành anion thì cấu hình e đầy đủ và cố đối xứng cầu. Kích thước tăng nhanh chủ yếu là do cấu hình electrron.

*Nếu hai ion đẳng e : điện tích anion có điện tích (-1) có bán kính nhỏ hơn anion(-2). Vd: rF- < rO

-2

Vd: N(0.75A0)  , N-3(1.71A0)

      O(0.73A0)  , O-2(1.40A0)

-Khi chuyển một nguyên tử trung hoà thành cation thì bán kính giảm so với bán kính nguyên tử  và với mức độ lớn hon so với khi tạo thành anion

Nguyên nhân là là do khi mất e thì tác dụng chắn của e giảm xuống , điện tích hiệu dụng của hạt nhân lại tăng lên. Đặc biệt khi mất e thì tạo thành cation có cấu hình của khi hiếm thì mất đi cả một lớp e .

+Các ion đẳng electrron , cation có bán kính nhỏ hơn anion( do Z của anion nhỏ hơn của cation). Vd: rNa+< rF-          

+Các cation đẳng e: bán kính các cation (3+) nhỏ hơn cation(2+) và nhỏ hơn cation(1+). Vd:rAl3+< rMg2+< rNa+

 Bán kính của một số ion (A0)  theo pauling

 H-

1.54

Li+

0.60

Be2+

0.31

B3+

0.20

C4+

0.15     

O2-

1.40

F-

1.36

Na+

0.95

Mg2+

0.65

Al3+

0.50

 

Si4+

0.41

P5+

0.34

S6+

0.29

Cl+7

0.26

S2-

1.84

Cl-

1.81

K1+

1.33

Ca2+

0.99

Sc3+

0.81

Ti+4+

0.68

V5+

0.59

Cr6+

0.52

Mn7+

0.46Se2-

1.98

Br-

1.95

Rb1+

1.48

Sr2+

1.13

Y3+

1.13

Zr4+

0.80

Nb5+

0.70

Mo6+

0.62

Tc7+

 

Te2-

2.21

I-

2.16

 

Cs1+

1.69

Ba2+

1.35

La3+

1.15

 

Hf4+

0.79

Ta5+

0.71

W6+

0.65

Re7+

0.50

 

2.2.3.Năng lượng ion hoá(I)

-Năng lượng ion hoá của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và trạng thái không bị kích thích(trạng thái cơ bản)

H(k) +13.6eV = H+ +e- 

I=13.6eV

-Đơn vị năng lượng ion hoá là:

+kj/mol : cho một mol nguyên tử(nguyên tử gam)

+kcal/mol :cho một mol nguyên tử có N =6,022.1023

+Ev :cho một nguyên tử hay một ion

1kcal =2,62.1023

-Đối với nguyên tử có nhiều e , ngoài năng lượng ion hoá thứ nhất còn năng lượng ion hoá thứ hai , thứ ba…. Trong đó  I1 2 3 ….n

-Năng lượng ion hoá là một tính chất rất quan trọng của nguyên tử , là đại lượng đặc trưng cho khr nawnh nhuwownhf e của nguyên tử,nghĩa là đặc trưng cho cho tính kim loại của nguyên tố. Năng lượng ion hoá càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ nhường e . do đó tính kim loại và tính khử càng cao.

-Năng lượng ion hoá của một nguyên tử phụ thuộc vào những yếu tố:

+Điện tích hạt nhân Z

+Số lượng tử chính n

+Mức độ chắn của các e ở những lớp trong với hạt nhân và mức độ xâm nhập của e bên ngoài vào các obitan bên trong

-Điên tích hạt nhân Z càng lớn và số lượng lượng tử chính càng bé , e bị hạt nhân hút càng mạnh càng khó tách ra nên năng lượng ion hoá càng lớn. Nếu trong nguyên tử ngoài e đang xét còn có các e khác thì ngoài lực hút của hạt nhân e đang xét đó còn chịu lực đẩy của các e còn lại. Kết quả là lực hút của hạt nhân đên e đó giảm xuống , dường như điện tích của hạt

nhân giảm bớt đi một đại lượng nào đó . Đại lượng giảm nói đến đó là “hằng số chắn” (S)  đại lượng này nói lên mật độ e ở các lớp bên trong chắn giữa hạt nhân và e đang xét.

Như vậy điện tích có tac dụng thực sự của hạt nhân không phải Z mà là

Z’ = Z – S

Và I = E∞ – En =13.6[Z*/n]2 Ev =1312[Z*/n]2 kj/mol

 Ở đây:

  E∞ = 0 : là mức năng lượng của electrron ở trạng thái đã bứt ra khỏi nguyên tử.

  En : là mức năng lượng của e ở trạng thái cơ bản khảo sát

  Z’ được gọi là điện tích hiệu dụng

  n: là số lượng tử chính.

*sự biến đổi năng lượng ion hoá (I) trong chu kì và trong nhóm nguyên tố

-Trong một chu kì từ trái sang phải tính kim loại giảm dần nên I tăng dần (trừ nột số bất thường)

                -Trong một phân nhóm chính từ trên xuống dưới năng lượng ion hoá giảm dần

+Trong một phân nhóm phụ đi từ trên xuống dưới năng lượng ion hoá tăng dần

Năng lượng ion hoá của một số chất(eV)

 

Nguyên

  Tố

Năng lượng ion hoá I (Ev)

1 2 3 4H

He

13.95

24.

 

54.403

 

 

 

 

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

 

581

5.390

9.32

8.296

11.256

14.53

13.618

17.422

21.546

5.139

7.616

5.986

8.151

10.486

10.360

75.619

18.206

25.149

24.376

29.601

35.116

34.970

40.926

4.7286

15.035

18.282

16.385

19.725

23.330

23.810

27.629

                 

                                    

122.451

153.893

37.930

47.887

47.447

54.934

62.707

63.450

71.640

80.143

28.447

33.492

30.180

34.830

39.6

 

217.713

259.368

64.492

77.472

77.412

87.136

97.110

98.910

109.240

119.990

45.141

51.370

47.300

53.460

12.967

15.759

10

40.740

 

59.810

 

2.2.4. ái lực electrron

-Ái lực electrron F  của một nguyên tử là năng lượng toả ra hay thu vào của quá trình nguyên tử đó (ở trạng thái khí) kết hợp thêm một e để trở thành ion âm

A + e -   = X-  + F

hoặc A + e-  =  X-  - F

vd: H  +e-  = H-  +0.756Ev

-Ái lực electrron là quá trình ngược với quá trình năng lượng ion hoá do đó cũng có đơn vị là eV/nguyên  tử. ái lực e có giá trị bằng nhưng ngược dấu với năng lượng ion hoá của ion âm. Ái lực e F có giá trị càng âm thì nguyên tử có khả năng nhận e càng lớn. Halogen là những nguyên tố có ái lực e lớn nhất vì những ion được tạo thành có cấu hình electrron vững bền.

thực nghiệm cho thấy việc xác định ái lực electron gặp nhiều khó khăn hơn so với việc xác định năng lượng ion hoá và thường chỉ được xác định gián tiếp cho một số hạn chế các nguyên tử.

Ái lực electron của một số nguyên tố (Ev)

 

       

 H

He

Li

-0.754

+0.22

-0.59

Na

Mg

Al

-0.34

+0.22

-0.50

Be

 B

C

 N

O

F

Ne

+0.38

-0.30

-1.27  

+0.21

-1.47

-3.44

+0.22

                         

Si

P

S

Cl

Br

I

S e

-1.84

-0.80

-2.05

-3.01

-1.37

-3.08

-2.02

 

*Quy luật biến thiên của ái lực electron

 -Trong một chu kì : ái lực e tăng dần từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân . do số e nhiều lức hút với  hạt nhân mạnh.

 -Trong phân nhóm A : ái lực electron giảm dần từ trên xuống dưới

-Các nguyên tố có cấu hình e lớp ngoài cùng ns2 , ns2np6 ,ns2np3 có giá trị F nhỏ , có khi có giá trị dương (theo quy ước nếu thu nhiệt F có giá trị dương, còn tảo nhiệt có giá trị âm)

 +Chẳng hạn, như các nguyên tố Mg, Be ,Ca có cấu hình e ngoài cùng là ns2

 +Các nguyên tố :He, Ne , Ar… có cấu hình là ns2np6 và N có cấu hình ns2np3 có giá trị F dương.

-Ái lực e của một nguyên tử càng dương thì ion âm tạo thành càng bền, nguyên tử cáng có khuynh hướng nhận e.

2.2.5. độ âm điện

Độ âm điện (χ) là khả năng của mộtj nguyên tử của một nguyên tố hút mật độ e của một nguyên tố khác trong phân tử về phía mình .

vd: nguyên tố A có độ âm điện lớn hơn nguyên tố B :thi

A(k) + B(k) → A-(k) +B+

(k)

Nguyên tố A có độ âm điện nhỏ hơn nguyên tố B :

A(k) + B(k)  → A+(k) +B-

(k)

-Như vậy độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho tính chất của nguyên tố . Nguyên tử có độ âm điện lớn sẽ kéo e về phía mình khi tương tác với nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn. Từ đấy ta có thể thấy nó có liên quan chặt chẽ với năng lượng ion hoá và ái lực electron.

-Độ âm điện là tính chất của nguyên tử trong phân tử chứ không phải của nguyên tử tự do nên nó khác các đại lượng năng lượng ion hoá và ái lực electron.

-Độ âm điện của một nguyên tố là rất cần thiết để hiểu rõ,giải thích cũng như dự đoán nhiều tính chất liên quan đến liên kết hoá học.

-Có nhiều cách xác định độ âm điện khác nhau dựa vào các tính chất khác nhau của nguyên tố. Hiện nay có tới 20 thang độ âm điện , nhưng phổ biến nhất là hai thang đo độ âm điện của Mulliken và thang độ âm điện của Pauling.

*Theo Mulliken:

-Độ âm điện của nguyên tố (A) là nửa tổng năng lượng ion hoá (IA) và ái lực electron(FA) :

χ = (IA + FA )/2

χ : độ âm điện của một nguyên tố

IA  : năng lượng ion hoá thứ nhất của nguyên tố A

FA : ái lưc electron của nguyên tố A

-Độ âm điện của Mulliken có đơn là đơn vị của năng lượng, thang độ âm điện của Mulliken là thang độ âm điện tuyệt đối

- Phương pháp này không xác định đầy đủ độ âm điện của tất cả các nguyên tố vì không biết đầy đủ ái lực electron của tất cả các nguyên tố.

*Theo pauling

-Độ âm điên được xác định dựa vào năng lượng liên kêt của các liên kết tương ứng

Ví dụ:

Phân tử A-B được cấu tạo từ các phân tử A2 và B2 , trong đó tất cả các liên kết của các phân tử này đều là liên kết cộng hoá trị. Nếu liên kết A-B không phân cực thì theo pauling giữa năng lượng E và các liên kết có quan hệ

EA-B =(EA-A +EB-B)/2

Tuy nhiên nếu A,B có độ âm điên không bằng nhau thi liên kết A-B trở nên phân cực, giữa năng lượng liên kết A-B với trung bình cộng liên kết A-A và B-B có một độ chênh lệch ΔAB

Khi đó    ΔAB  = EA-B – (EA-B +EB-B )/2

-Nếu độ âm điện của A , B càng chênh lệch thi ΔAB càng lớn

Nếu gọi χ A và χ B  là độ âm điện của A và B thì

                        

    χ A  - χB  = k   ΔAB

χA : độ âm điện của nguyên tố A

χB  : độ âm điện của nguyên tố B

EA-B  , EA-A , EB-B : năng lượng phân li của AB, AA, >

k : hệ số tỉ lệ tuỳ thuộc vào đơn vị đo

k = 2,208 cal/ mol

   = 0,102j/ mol

-Để xác định độ âm điện của một nguyên tố người ta quy ước độ âm điện của H là 2,2 . Do đó thang âm điện của pauling là thanh tương đối. Độ âm điện nhỏ nhất là Cs(0.79) lớn nhất là F(4)

*Quy luật biến đổi độ âm điện trong bảng HTTH

 -Trong một chu kì độ âm điện tăng dần từ trái sang phải

 -Trong một nhóm A độ âm điện giảm từ trên xuống dưới

- Trong một nhóm B độ âm điện tăng lên theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

 -F có độ âm điện lớn nhất , sau đó là oxy…

F > O > Cl > N > S > C > P > B > Si….

 -Cs , Fr có độ âm điện nhỏ nhất (0.79), các nguyên tố d có độ âm điện từ 1,2 đến 1,9 ; các nguyên tố f có độ âm điện khoảng 1,3

 

*Bảng độ âm điện một số nguyên tố

(Hàng trên là độ âm điện của pauling

Hàng dưới là của Milliken

 

H

2,2

2,2

           

Li

0,98

0,94

 

Be

1,57

1,56

B

2,04

2,01

C

2,55

2,63

N

3,01

2,33

O

3,44

3,17

F

3,98

3,91

N

0,93

0,93

Mg

1,31

1,32

Al

1,61

1,81

Si

1,90

2,44

P

2,19

1,81

S

2,58

2,44

Cl

3,16

3,00

2.2.6.số oxy hoá

Hiện nay người ta sử dụng một khái niệm tổng quát hơn  so với khái niệm hoá trị là số oxy hoá.

-hoá trị của nguyên tố là khả năng của một nguyên tử nguyên tố đó kết hợp với bao nhiêu nguyên tử của nguyên tố khác. Hoá trị được xác định bằng số liên kết hoá học mà nguyên tử nguyên tố đó tạo ra trong phân tử.

Vd:

Hoá trị của Na trong Na2O là 1

-số oxy hoá là điện tích dương hay điện tích âm của nguyên tố trong hợp chất với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ ion.

Nguyên tắc xác định số oxy hoá

-số oxy hoá của một nguyên tố tự do bằng 0

Vd: Al ,Fe có số oxy hoá là 0

-số oxy hó của ion một nguyên tử bằng điệ tíc ion của nó.

vd: số oxy hoá của Ca trong CaO là +2 vì ta có Ca+2

-số oxy hoá của kim loại kiềm luôn là +1

-số oxy hoá của Oxy đa số là -2 trừ trong hợp chất F2O và trong O2-2

-Số oxy hoá của H bằng +1 trừ trong hợp chất của các hidro kim loại hoạt động bằng -1 như NaH….

-số oxy hoá của nguyên tố trong hợp chất cộng hoá rị bằng diện tích của nguyên tử nguyên tố đó khi xem như cặp e dùng chung lệch hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

Vd : trong NH3 thì số oxy hoá của N là -3 vì N có độ âm điện lớn hơn.

-tổng sô oxy hoá của các nguyên tố trong hợp chất trung hoà bằng không . Do đó để tính số oxy hoá của nguyên tố bất kì trong hợp chất ta phải biết số oxy hoá của các nguyên tố còn lại.

 Vd :KMnO4  số oxy hoa của Mn được tính

(-1) + x  +(-2 ×4 ) = 0

=> x = (+8) – (+1) = +7

Số oxy hoá của Mn là +7

Nhận xét

Trong bảng HTTH đi từ trái sang phải của một chu kì thì số oxy hoá dương cao nhất tăng dần và bắng số thứ tự của nhóm, còn số oxy hoá âm cao nhất lại giảm dần.

 Hoá trị dương cực đại của một nguyên tố

           = số thứ tự của nhóm

           = số e lớp ngoài cùng

Hoa trị âm cực đại của một nguyên tố bằng số e thu thêm để bão hoà lớp e ngoài cùng

2.2.6.nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi

Nhiệt độ nóng chảy : là nhiệt độ tại đó một chất nguyên chất ở trạng thái rắn cân bằng với trạng thái lỏng. Nhiệt độ đó phụ thuộc vào kiểu mạng lưới tinh  thể và lực tương tác giữa các tiểu phân trong tinh thể.

-trong nhiều kim loại những lực tương tác giữa các tiểu phân phần lớn còn tồn tại khi kim loại chuyển sang trạng thái lỏng nên nhiệt độ nóng chảy không cao lắm. Có những kim loại ở trong tinh thể mạnh đến mức cần nhiệt độ rất cao mới nóng chảy.

-trong các nguyên tố kim loại , kim loại chuyển tiếp  có nhieeth độ nóng chảy cao hơn vì trong đó các e nhóm d tham gia liên kết bền hơn so với e nhóm s và p

-các nguyên tố điển hình có nhiệt độ nóng chảy thấp hơm vì có bán kính nguyên tử lớn hơn ít có khả năng tạo thành liên kết kim loại nên liên kết đó yếu. Nguyên tố á kim có nhiệt đọ nóng chảy cao

-trong nhóm nhiệt độ nóng chảy của các nguyên tố giamt rừ trên xuống dưới ở các kim loại kiềm nhưng lại tăng ở Halogen . Nguyên nhân là liên kết trong kim loaị kiềm là liên kết yếu và liên kết đó giảm khi bán kính nguyên tử tăng lên. Trong Halogen liên kết giữa các phân tử hai nguyên tử là lực Van_dec_van, lực này tăng lên khi khả năng chịu cực hoá khối lượng của nguyên tử tăng lên .

* nhiệt độ sôi

-quá trình này không như quá trình nóng chảy không nhất thiết phải đứt hoàn toàn liên kết  giữa các tiểu phân , nhưng quá trình này đòi hỏi như vậy. Bởi thế nhiệt độ sôi thường cao hơn nhiệt độ nóng chảy.

- các nguyên tố á kim có nhiệt độ sôi tương đối thấp

-các kim loại kiềm nhiệt độ sôi giảm theo chiều tăng của điện tích hạt nhân , vì liên kết kim loại giảm xuống khi bán kính nguyên tử tăng lên .

-Hidro và He có nhiệt độ sôi thấp nhất. Nhiệt độ sôi cao nhất là các kim loại chuyển tiếp nằm ở giữa dãy