Bài giảng Hóa đại cương - Chương III: Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học - Nguyễn Minh Kha

ar Meyer
độc lập đưa ra bảng tuần hoàn và hoàn chỉnh hơn. Bảng
của Mendeleev được chứng minh là đúng đắn dựa trên
cấu trúc điện tử về sau, cuối thế kỷ 19 đầu thế kỷ 20.
 Định luật tuần hoàn Mendeleev
Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất
các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ
thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các
nguyên tố.
Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại
 Năm 1913 Henry Gwyn 
Jeffreys Moseley (Anh, 1887-
1915) qua các nghiên cứu và 
thí nghiệm của mình chứng 
minh rằng số thứ tự nguyên tố 
(Z) bằng với điện tích hạt 
nhân. Từ đó định luật tuần 
hoàn phát biểu lại như sau:
 Tính chất các đơn chất cũng 
như dạng và tính chất các 
hợp chất của những nguyên 
tố hóa học phụ thuộc tuần 
hoàn vào điện tích hạt nhân 
nguyên tử các nguyên tố. 
II. CẤU TRÚC BẢNG HỆ THỐNG 
TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN 
TỐ HÓA HỌC
1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
2. Chu kỳ
3. Nhóm
4. Cách xác định vị trí ngtố trong bảng HTTH
1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
a. Các nguyên tố họ s (ns1,2):
ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
B - Al C - Si N - P O - S Halogen Khí trơ
ns1 – kim loại kiềm
ns2 – kim loại kiềm thổ
b. Các nguyên tố họ p (ns2np1-6) :
c. Các nguyên tố họ d (n-1)d1-10ns1,2 : KL chuyển tiếp
d. Các nguyên tố họ f (n-2)f1-14(n-1)d0,1ns2 :
Các nguyên tố đất hiếm 4f1 – 14 : lantanoit
5f1 – 14 : actinoit
lanthanides
actinides
‘s’-groups ‘p’-groups
d-transition elements
f-transition elements
2. Chu kỳ 
 Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang 
 trong CK tính chất các nguyên tố biến đổi tuần hoàn 
 STT chu kỳ = n của lớp electron ngoài cùng = nmax
Chu kỳ I (CK đặc biệt): chỉ có 2 nguyên tố họ s 
Chu kỳ II, III (CK nhỏ): 8 nguyên tố = 2(s) + 6(p) 
Chu kỳ IV, V (CK lớn): 18 ngtố = 2(s) + 10(d) + 6(p) 
Chu kỳ VI (CK hoàn hảo): 32 ngtố = 2(s) + 14(f) + 
10(d) + 6(p) 
Chu kỳ VII (CK dở dang): có 2(s) + 14(f) + ... (d)
3. Nhóm
 Phân nhóm: Các ngtố có cấu trúc e tương tự nhau 
 tính chất hóa học tương tự nhau
Các nguyên tố theo cột dọc có tổng số e hóa 
trị bằng nhau
 8 phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)
 8 phân nhóm phụ B (nguyên tố họ d và f)
 Phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)
Số thứ tự PN chính = tổng số e ở lớp ngoài cùng 
(tổng số e hóa trị)
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
 Phân nhóm phụ B (các nguyên tố họ d và f)
Số thứ tự PNP = tổng số e trên ns và (n - 1)d
IIIB IVB VB VIB
ns2(n-1)d1
Nguyên tố f
ns2(n-1)d2 ns2(n-1)d3 ns2(n-1)d4
ns1(n-1)d5
VIIB VIIIB IB IIB
ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6,7,8 ns2(n-1)d9
ns1(n-1)d10
ns2(n-1)d10
• PNP VIIIB có 9 nguyên tố
• PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):
 6s24f1 – 14 : lantanoit
 7s25f1 – 14 : actinoit
 Tất cả các nguyên tố d và f đều là kim loại
4. Cách xác định vị trí nguyên tố trong bảng HTTH
 Số thứ tự = Z = e
 Số thứ tự chu kỳ = nmax
 Số thứ tự nhóm = tổng số e hoá trị (nằm trên 
AO hóa trị)
 Các nguyên tố họ s, p: nằm ở PNC (A). 
AO hóa trị: nsnp
 Các nguyên tố họ d: nằm ở PNP (B). 
AO hoá trị: ns(n – 1)d
Nguyên tố d (n-1)dansb a = 10 số nhóm = b
a < 6 số nhóm = a+b
a = 6,7,8 số nhóm = VIIIB
 Các nguyên tố họ f thuộc PNP IIIB
ỨNG DỤNG XÁC ĐỊNH VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ
 Dạng 1: Biết Z
 Ví dụ: Z = 19, Z= 25
 A1(Z = 19): 1s
22s22p63s23p64s1 : CK4, PN 
IA, 19K . 
 A2(Z = 25) : 1s
22s22p63s23p64s23d5 : CK4, 
PN VIIB, 25Mn.
ỨNG DỤNG XÁC ĐỊNH VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ
 Dạng 2: Biết giá trị 4 số lượng tử của 
electron cuối cùng
 Ví dụ: Nguyên tử M có electron cuối cùng có 
giá trị 4 số lượng tử sau : n =3; ℓ =2; ml = 0; 
ms = - ½
 Phân lớp cuối cùng: 3d8 : Ni (Z = 28): 
1s22s22p63s23p64s23d8 (CK4, PN VIII B) 
ỨNG DỤNG VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ
 Dạng 3: Biết cấu hình electron của ion tương 
ứng
 Ví dụ: 
 Ion D2+: Phân lớp cuối cùng là: 3d5.
=>D: 4s2 3d5 => CK4, PN VIIB (25Mn).
 Ion M4+: Phân lớp cuối cùng là: 3p6.
=>M: 4s23d2 => CK4, PN IVB (22Ti).
 Ion X2-: Phân lớp cuối cùng là: 4p6.
=>X: 4s23d104p4 => CK4, PN VIA (34Se).
III. QUY LUẬT THAY ĐỔI TÍNH CHẤT 
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
1. Bán kính nguyên tử và ion
2. Năng lượng ion hóa I
3. Ái lực electron F
4. Độ âm điện 
5. Số oxy hóa
Trong một phân nhóm:
 Cấu trúc e tương tự  tính chất hóa học 
tương tự. 
 Từ trên xuống: số lớp electron tăng → lực 
hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:
• tính kim loại tăng, tính phi kim giảm
• tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
Trong một chu kỳ:
 số lớp e không thay đổi,
 tổng số e lớp ngoài cùng tăng  lực 
hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 
tăng:
• tính kim loại giảm, tính phi kim tăng
• tính khử giảm, tính oxi hóa tăng
1. Bán kính nguyên tử và ion
a. Quy ước về bán kính
b. Bán kính nguyên tử
c. Bán kính ion
a. Quy ước về bán kính
Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu.
Hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.
Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng 
cách giữa các hạt nhân nguyên tử
 bán kính hiệu dụng r phụ thuộc vào:
bản chất nguyên tử
đặc trưng liên kết
trạng thái tập hợp
b. Bán kính nguyên tử
Trong một chu kỳ: r do Z
Trong chu kỳ nhỏ: r giảm rõ rệt
Trong chu kỳ lớn: e điền vào (n - 1)d  hiệu ứng chắn
 r giảm chậm và đều đặn hơn
Trong một phân nhóm chính: 
số lớp e  hiệu ứng chắn r
Trong một phân nhóm phụ: r nhưng không đều
Từ CK4 xuống CK5: r do tăng thêm một lớp e
Từ CK5 xuống CK6, CK7: r hầu như không tăng do hiện 
tượng co d, co f.
Trong chu kỳ nhỏ (1,2,3) khi Z thì r đều
Bán kính nguyên tử
Trong một chu kỳ lớn khi Z thì rchậm, không đều
Trong một phân nhóm chính 
số lớp e  hiệu ứng chắn Z thì r
Bán kính nguyên tử
Trong một phân nhóm phụ - Z thì r chậm nhưng không đều
IVB VB VIB
22Ti
1,45 Å
23 V
1,33 Å
24Cr
1,25 Å
40Zr
1,59 Å
41Nb
1,41 Å
42Mo
1,36 Å
72Hf
1,56 Å
73Ta
1,43 Å
74W
1,37 Å
Bài tập
Câu 1: Hãy sắp xếp các nguyên tử sau 
đây theo trật tự bán kính tăng dần:
a) 19 K , 16S, 10Ne
b) 20 Ca, 15P, 8O
Bài tập
Hãy sắp xếp các nguyên tử sau đây theo trật 
tự bán kính tăng dần:
19 K , 16S, 10Ne :
20 Ca, 15P, 8O :
Ne < S < K
O < P < Ca
Bán kính ion
  AAA rrr
Bán kính ion
 Đối với cation của cùng một ngtố: khi a↑ 
thì rM
a+↓: r(Fe2+) > r(Fe3+)
 Đối với các ion trong cùng phân nhóm có 
điện tích ion giống nhau: r ↑ khi Z ngtử ↑
r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)<r(Fr+)
 Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑
r(8O
2-)>r(9F
-)>r(11Na
+ >r(12Mg
2+)>r(13Al
3+)
BÀI TẬP
Hãy sắp các ion sau đây theo trật tự bán 
kính tăng dần :
Câu 1: 11Na
+ , 19K
+ , 13Al
3+ , 35Br 
- ,17Cl
-
Câu 2: 7N
3- , 9F
- , 11Na
+ , 13Al
3+, 15P
3-, 15P
5+
BÀI TẬP
Hãy sắp các ion sau đây theo trật tự bán 
kính tăng dần :
13Al
3+ < 11Na
+ < 19K
+ < 17Cl
- < 35Br 
-
15P
5+ < 13Al
3+ < 11Na
+ < 9F
- < 7N
3- < 15P
3-
2. Năng lượng ion hóa I
Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách 
một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích.
X(k) + I = X+(k) + e
I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại 
và tính khử càng mạnh.
Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hạt nhân lên e ↑ → I ↑ 
Trong một PNC: số lớp e ↑ hiệu ứng chắn↑ → I↓.
e-
+
Trong PNP: I ↑
PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns2
không thay đổi. Do đó:
Z ↑  lực hút hạt nhân lên e (ns2) ↑ → I ↑
Tính đối xứng của các AO (n – 1)d ≠ AO ns  tăng hiệu ứng 
xâm nhập của các e (ns) → I ↑
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong chu kỳ
B: 1s22s22p1  B+ sử dụng hết e độc thân trên phân lớp p
O: 1s22s22p4 O+ đạt trạng thái bán bão hòa
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm chính
Năng lượng ion hóa
giảm theo chiều Z tăng IA I1(eV)
3Li 5,39
11Na 5,14
19K 4,34
37Rb 4,18
55Cs 3,89
87Fr 3,98
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm phụ
Năng lượng ion hóa
tăng theo chiều Z tăng
IVB I1(eV)
22Ti 6,82
40Zr 6,84
72Hf 7,0
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm phụ IIIB (n-1)d1ns2
IIIB I1(eV)
21Sc 6,56
39Y 6,22
57La 5,58
89Ac 5,1
ỨNG DỤNG
Hãy sắp năng lượng ion hóa của các cấu tử 
sau đây theo trật tự tăng dần :
I1(13Al) ; I1 (10Ne) ;I1(7N) ; I1(8O) ; I1(6C ) 
I1 (4Be) ;I1 (5B) ;I1(19K) ;I1 (11Na
+) ; I1 (12 Mg
2+ ) 
I1(19K)< I1(13Al) < I1(5B) < I1(4Be) < I1(6C )< I1(8O) 
< I1(7N) < I1(10Ne) < I1(11Na
+) < I1(12 Mg
2+) 
3. Ái lực electron F
Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp 
một e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k), F = H
F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó 
tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.
 XX IF
3. Ái lực electron F
4. Độ âm điện 
Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, độ âm 
điện tăng lên.
Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện 
giảm.
* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định 
của một nguyên tố vì nó được xác định trong sự phụ 
thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
Đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía 
mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên 
tố khác.
4. Độ âm điện 
Mối liên hệ giữa độ âm điện và các loại liên kết
Độ khác biệt về độ âm điện Loại liên kết
0 Cộng hóa trị
Trung bình Cộng hoá trị có tính 
ion
Trung bình lớn Ion có tính cộng hoá 
trị
Lớn Ion
5. Số oxy hóa
Hóa trị : số liên kết hóa học mà một ngtử tạo nên 
trong phân tử. 
Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của ngtố 
trong hợp chất được tính với giả thiết rằng hợp chất 
được tạo thành từ các ion
Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = 
số thứ tự của nhóm (trừ Cu ở nhóm IB)
Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ 
tự nhóm 
Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các 
nguyên tố:
Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev
Các mức oxi hóa có cấu hình ns2np6 hay ns2 thường bền 
hơn rõ rệt 
Trong một chu kỳ độ bền của số OXH (+) max ↓
Tuần hoàn thứ cấp. 
Trong một PNP độ bền của các số OXH cao ↑