Tiêu đề Chuyên đề 2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.doc ✅

Trang 1 CHUYÊN ĐỀ  2. BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN I. CẤU TẠO BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC  1. Ô nguyên tố Mỗi nguyên tố hoá học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố. Số thứ tự nguyên tố Zpe 2. Chu kì  Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dân.  Số thứ tự của chu kì = Số lớp electron Bảng tuần hoàn có 7 chu kì.  • Chu kì nhỏ: Có 3 chu kì.   Chu kì 1: 2 nguyên tố 12HHe1 lớp electron ( n1 ) Chu kì 2: 8 nguyên tố 310LiNe2 lớp electron ( n2 ) Chu kì 3: 8 nguyên tố 1118Na Ar3 lớp electron ( n3 )  • Chu kì lớn: Có 4 chu kì. Chu kì 4: 18 nguyên tố 1936K Kr 4 lớp electron ( n4 ) Chu kì 5: 32 nguyên tố 3734 Rb Xe 5 lớp electron ( n5 ) Chu kì 6: 32 nguyên tố 8655Cs Rn 6 lớp electron ( n6 ) Chu kì 7 mới có 23 nguyên tố 87 Fr  nguyên tố thứ 1 10: 7 lớp electron ( n7 )  - Ở chu kì 5, 14 nguyên tố sau La (có Z từ 58 71 ) được đưa ra khỏi bảng, lập thành họ Lantan. Ở chu kì 6, 14 nguyên tố sau Ac (có Z từ 90103 ) được đưa ra khỏi bảng, lập thành họ Actini.  3. Nhóm nguyên tố  Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được sắp xếp thành một cột. Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số trường hợp ngoại lệ).  Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A đánh số từ IA đến VIIIA và 8 nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB . Mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột.  • Nhóm A (Nhóm chính). Gồm các nguyên tố s và p Khối các nguyên tố s gồm các nguyên tố nhóm IA và nhóm IIA .  Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp s .  Thí dụ:  22612262 Na(Z11):1s2s2p3s;Mg(Z12):1s2s2p3s Khối các nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA đến VIIIA (trừ He ).  Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp p .  Thí dụ:  2262122623 Al(Z13):1s2s2p3s3p;P(Z15):1s2s2p3s3p

Trang 3 Nếu chứng minh được A, B thuộc chu kì nhỏ thì ta chỉ việc giải hệ  I vaø II . - Nếu đề cho A hoặc B thuộc nhóm nào đó rồi thì căn cứ vào phương trình  BAZZm ta tìm những giá trị phù hợp của AZ hoặc BZ rồi suy ra giá trị Z còn lại. II. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN  TỬ VÀ MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÍ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1. Cấu hình electron  Sự biến đội tuần hoàn cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố.  2. Bán kính nguyên tử  Trong một chu kì, tuy nguyên tử các nguyên tố có cùng số lớp electron, nhưng khi điện tích hạt nhân tăng, lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng cũng tăng theo, do đó bán kính nguyên tử nói chung giảm dần. Thí dụ:  Chu kì 2 Li Be B C N O   F  Bán kính nguyên tử  0ntrA 0,123  0,089   0,080  0,077  0,070  0,066 0,064 Trong một nhóm A , theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp electron tăng dần, bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng theo, mặc dù điện tích hạt nhân tăng nhanh. Thí dụ:  Nhóm  VIIA  F  Cl Br I Bán kính nguyên tử  0ntrA 0,004 0,099 0,114 0,133  Vậy: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.  3. Năng lượng ion hoá  Năng lượng ion hoả thứ nhất (11) cua nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.  Năng lượng ion hoá được tính bằng kJ/mol hoặc electron - von (viết tắt là eV ).  19leV1.602.10J Thí dụ: 1HH1eI1312kJ/mol 1CaCa1eI590kJ/mol   Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, lực liên kết giữa hạt nhân và electron lớp ngoài cùng tăng, làm cho năng lượng ion hoá nói chung cũng tăng theo.  Thí dụ:  Chu kì 2 Li Be B C N O   F  Năng lượng ion hóa 1I (KJ/mol) 520  889 801 1 086 1 402 1 314 1681 Trong cùng một nhóm A , theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, khoảng cách giữa electron lớp ngoài cùng đến hạt nhân tăng, lực liên kết giữa hạt nhân và electron lớp ngoài cùng giảm, làm cho năng lượng ion hoá nói chung giảm.  Thí dụ:  Chu kì 2 H Li Na K Rb Cs