Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 2: Bảng tuần hòa các nguyên tố hóa học

Nội dung text: Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 2: Bảng tuần hòa các nguyên tố hóa học

1. CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
2. The traditional form of the periodic table is shown in Fig. Recall that the represen- tative elements, whose chemical properties are determined by the valence-level s and p electrons, are designated Groups 1A through 8A. The transition metals, in the center of the table, result from the filling of d orbitals. The elements that correspond to the filling of the 4f and 5f orbitals are listed separately as the lanthanides and actinides, respectively. The heavy black line in Fig separates the metals from the nonmetals, except for one case. Hydrogen, which appears on the metal side, is a nonmetal. Some elements just on either side of this line, such as silicon and germanium, exhibit both metallic and non-metallic properties. These elements are often called metalloids, or semimetals. The fundamental chemical difference between metals and nonmetals is that metals tend to lose their valence electrons to form cations, which usually have the valence electron configuration of the noble gas from the preceding period. On the other hand, nonmetals tend togain electrons to form anions that exhibit the electron configuration of the noble gas in the same period. Metallic character is observed to increase in going down a given group, which is consistent with the trends in ionization energy, electron affinity, and electronegativity
3. Chu kỳ • Tập hợp các nguyên tố có cùng số lớp vỏ, đặt theo hàng ngang • Chu kỳ = số lớp e • Một chu kỳ luôn bắt đầu từ phân lớp ns và kết thúc ở phân lớp np. Các nguyên tố được phân biệt với nhau dựa vào số electron bản thân nguyên tử nguyên tố đó có.Ví dụ: n = 1 có thể có 2 giá trị 1s1 và 1s2 → chu kỳ 1 có 2 nguyên tố
4. Chu kỳ Chu kì Phân lớp bắt đầu Các p.lớp giữa Phân lớp kết thúc số ng.tố n = 2 2s 2p 8 n = 3 3s 3p n = 4 4s 4p n = 5 5s 5p n = 6 6s 6p n = 7 7s 7p Cách xác định phân lớp giữa. 4s 4p Tổng (n + l) = 4 5 Nếu điền tổng (n +l) = 4, ta có các phân lớp: 3p, 4s nhưng các phân lớp này phải xuất hiện ở bên trái. nếu điền tổng (n +l) = 5, ta có các phân lớp 5s, 4p, 3d. Vậy ta chọn điền 3d vào giữa 2 phân lớp trên.
5. Nhóm • Tập hợp các nguyên tố có cấu hình e hóa trị tương tự nhau xếp thành 1 cột • Nếu e đang điền ở phân lớp s hoặc p (gọi là các nguyên tố họ s hay p): phân nhóm chính, nhóm A – Số nhóm = số e trên phân lớp s + số e trên p.lớp p – Ví dụ: ns1: nhóm IA; ns2np3: nhóm VA • Nếu e đang điền vào phân lớp d hoặc f (gọi là các nguyên tố họ d hay f) thì được gọi là các nguyên tố nhóm B (phân nhóm phụ) – Số nhóm = số e trên phân lớp s + số e trên p.lớp d (hay f) – Ví dụ: ns2(n-1)d1 nhóm IIIB; ns2(n-1)d2 nhóm IVB; ns2(n-1)d3 nhóm VB, , ns2(n-1)d6,7,8 nhóm VIIIB ns2(n-1)d9 nhóm IB và ns2(n-1)d10 nhóm IIB
6. Ví dụ VD1: Nguyên tử nguyên tố có Z = 79 thuộc chu kỳ mấy? VD2: Nguyên tố nào thuộc họ s? a. Z = 37 b. Z = 49 c. Z = 52 d. Z = 81 VD3: Sr (Z = 38). Hãy cho biết nguyên tố ở chu kỳ tiếp theo, cùng nhóm, phân nhóm với Sr có số thứ tự là bao nhiêu? Z = 38 vậy cấu hình vỏ là 5s2. Nguyên tố tiếp theo có cấu hình là 6s2. vậy ta phải cộng toàn bộ số nguyên tố thuộc chu kỳ 5 là 18. Kết quả là Z = 56
7. Quy luật biến thiên năng lượng AO hóa trị - EAO EAO = -13,6 . Vậy, khi đi từ trái qua phải trong 1 chu kỳ (n = const) thì Z tăng, A tăng chậm nên EAO giảm Khi đi từ trên xuống dưới trong 1 nhóm chính, n tăng, hệ số chắn A tăng, n tăng nhanh hơn giá trị (Z –A) làm cho EAO tăng.
8. Năng lượng ion hóa I • Năng lượng ion hóa thứ nhất là năng lượng cần thiết để bứt ra 1e khỏi nguyên tử ở trạng thái khí, cơ bản. • E bị bứt ra được giả thiết là xa vô cùng so với hạt nhân nên n = do vậy: I = E - Ee = 13,6 • Quy luật biến thiên I1: Trong 1 chu kỳ, khi đi từ trái sang phải thì I1 tăng và cao nhất ở các nguyên tố khí trơ. Từ nguyên tố khí trơ đến nguyên tố ở chu kỳ tiếp theo I1 giảm đột ngột rồi lại tăng.
9. Năng lượng ion hóa I Tồn tại 1 số cực đại nhỏ trên 1 chu kỳ do: • Ở phân lớp ns2 và phân lớp ns2np1, do năng lượng của phân lớp ns2np1 > E ns2 nên 2 1 2 I1 (ns np ) < I1 (ns ) • Ở phân lớp ns2np3 và ns2np4, số e được phân bố đầy 1 nửa trong nguyên tố có cấu hình ns2np3 khiến hệ số chắn A rất bé nên I1 sẽ cao hơn.
10. Tính kim loại và phi kim • Tính kim loại là tính dễ nhường e • Các nguyên tố có số e lớp vỏ 4 là phi kim. • Quy luật: Từ trái sang phải trong 1 chu kỳ, tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. Từ trên xuống dưới trong 1 nhóm chính, tính kim loại tăng dần
11. Số oxi hóa • Là số e hóa trị nhường hoặc nhận vào nguyên tử Nguyên tử mất e hóa trị nên sẽ có điện tích dương và có số oxi hóa (+). Tương tự, nguyên tử nhận e hóa trị sẽ có số oxi hóa (-). Chỉ những nguyên tố phi kim mới có số oxi hóa (-). Một nguyên tố có thể có nhiều số oxi hóa. • Số oxi hóa (+) lớn nhất (trừ nhóm IB) = số nhóm • Số oxi hóa (-) nhỏ nhất = số nhóm - 8