Bài giảng Hóa vô cơ (Bản đẹp)

HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG HÓA VÔ CƠ CHƯƠNG I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.1 MỞ ĐẦU Các nhà triết học cổ đại đã giả thiết nguyên tử tồn tại như những hạt vô cùng nhỏ không thể nhìn thấy, không thể chia nhỏ được. Cho đến nay sự tồn tại của nguyên tử đã được xác nhận bằng thực nghiệm. Đến cuối thế kỷ thứ 19, hàng loạt những phát minh quan trọng về vật lý như khám phá ra các hạt cơ bản: e, p, n... Kết quả phát minh này đã làm cho chúng ta thêm sáng tỏ nguyên tử là hệ vi mô có cấu trúc khá phức tạp. Bảng 1.1 Khối lượng và điện tích của các hạt trong nguyên tử Loại hạt Khối lượng (m) Điện tích (q) kg u C Electron 9,1.10-31 5,55.10-4 - 1,6.10-19C = -eo Proton 1,672 10-27 1,007 + 1,6.10-19C = +eo Nơtron 1,675 10-27 1,009 0 Đầu tiên, Thomson – Lorentz đã đưa mẫu nguyên tử ở dạng hình cầu với đường kính khoảng d = 10-10 m = 1A0. Tâm của hình cầu là hạt nhân tích điện dương, các electron chuyển động xung quanh hạt nhân. Tiếp sau, vào năm 1911 Rucherford đã đề xuất mẫu hành tinh nguyên tử. Ông ví trái đất và các hành tinh khác như các electron quay quanh mặt trời được coi là hạt nhân. Mẫu hành tinh nguyên tử do Rucherford đề xướng được hoàn thiện thêm một bước nữa bởi lý thuyết của Borh. Thuyết của Borh đã đưa ra các luận điểm sau: * Các electron chuyển động xung quanh hạt nhân với quỹ đạo, bán kính hoàn toàn xác định và được gọi là trạng thái dừng. * Các electron chuyển động trên quỹ đạo này có năng lượng xác định và năng lượng của chúng được bảo toàn. * Khi electron nhận năng lượng thì chúng chuyển lên quỹ đạo xa hạt nhân hơn, ở quỹ đạo này electron ở trạng thái không bền và chúng chuyển về quỹ đạo gần hạt nhân hơn đồng thời giải phóng năng lượng dưới dạng bức xạ điện từ theo công thức sau: DE = Ec − Et = h.n Với ν - tần số, n = c Þ DE = hc . Bước sóng λ của bức xạ điện từ do electron chuyển l l từ trạng thái có mức năng lượng cao xuống trạng thái có mức năng lượng thấp hơn đã tạo ra dãy vạch quang phổ của nguyên tử hiđro. Tuy nhiên thuyết Bohr còn nhiều điểm thiếu sót, hạn chế. 1.2 HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ - Hạt nhân nguyên tử được cấu tạo bởi hai loại hạt proton và nơtron nên chúng được mang điện tích dương. Điện tích dương của hạt nhân (Z+) bằng số proton trong hạt nhân và bằng số thứ tự của nguyên tố đó trong bảng hệ thống tuần hoàn. - Số khối A = Z + N Z : Số proton ; N : Số nơtron. - Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử. - Ký hiệu nguyên tử : A X . Ví dụ : Clo ( 35 Cl , 37 Cl ...) Z 17 17 Đồng vị: Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số 17 proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau. 37 Cl Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 35 Cl (75,53%) và 17 (24,47%). Hai đồng vị này đều có 17 proton nhưng số nơtron lần lượt là 18 và 20 hạt. Do phần lớn các nguyên tố hóa học là hỗn hợp nhiều đồng vị cấu thành nên trong thực tế người ta thường xác định nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp đồng vị. Ví dụ: Khối lượng nguyên tử trung bình của clo là: M = 35.75, 53 + 37.24, 47 = 35, 49 100 1.3 CƠ SỞ CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1.3.1 Tính chất sóng hạt của các hạt vi mô Cuối thế kỷ 19, vật lý học đã thu được bằng chứng thực nghiệm chứng tỏ ánh sáng có tính chất sóng và đầu thế kỷ 20 người ta lại khẳng định ánh sáng có tính chất hạt. Năm 1924, nhà bác học Pháp Louis de Broglie đã mở rộng quan niệm, ông cho rằng tất cả các hạt vi mô (photon, e, p, n) đều có tính chất sóng hạt. Theo Planck: E = h.n = h.c l  (1.1) Theo Einstein: E = m.c2 (1.2) Từ (1), (2) ta có:  l = h m.c  (1.3) Đối với hạt vi mô bất kỳ có khối lượng m và chuyển động với vận tốc v thì biểu thức (1.3) được viết dưới dạng tổng quát sau:  l = h m.v  (1.4) Biểu thức (1.3), (1.4) gọi là hệ thức de Broglie 1.3.2 Nguyên lý bất định Heisenberg Đối với các hạt vi mô người ta không thể xác định đồng thời chính xác cả vị trí và vận tốc của hạt, do đó không thể xác định quỹ đạo chuyển động của các hạt vi mô. Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v theo trục tọa độ Ox. Gọi D x: Sai số về vị trí ( theo trục Ox) D vx: Sai số vận tốc theo trục Ox h Ta có: D x × Dpx ³ 2p  (1.5) Hay D x × Dvx ³ h 2pm + Nếu D x → 0 ⇒ D vx → ¥ ; + D vx → 0 ⇒ D x→ ¥ : Như vậy, nếu cho phép tọa độ càng chính xác, thì phép đo vận tốc càng kém chính xác và ngược lại. Cho nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa. Chính vì vậy, cần phải xây dựng một lý thuyết mới mô tả cấu trúc nguyên tử. Lý thuyết cơ học lượng tử đã được hình thành và phát triển để mô tả cấu trúc nguyên tử. 1.3.3 Hàm sóng Trạng thái chuyển động của các hạt vi mô được mô tả bằng một hàm tọa độ được gọi là hàm sóng kí hiệu là Y(x, y, z ) . Ý nghĩa vật lý của hàm sóng Y(x, y, z ) là: + y (x, y, z ) 2 dxdydz biểu thị xác suất tìm thấy hạt vi mô trong không gian nào đó. + Điều kiện hàm chuẩn hóa: +¥ ò y (x, y, z ) −¥ 2 dxdydz = 1 1.3.4 Phương trình sóng Schrodinger Năm 1926, Schrodinger đã thiết lập một phương trình liên hệ giữa năng lượng của hệ và chuyển động của hạt. Phương trình ở trạng thái dừng được viết dưới dạng đơn giản sau: H . Y = E. Y (1.5) 2 Hˆ = − h  D +U  là toán tử Hamilton 8p 2 m ¶ 2 ¶ 2 ¶ 2 - Toán tử laplace Δ = + + ¶x2 ¶y 2 ¶z 2 (đạo hàm riêng bậc 2) è 2 æ ¶ 2  ø ¶ 2 ¶ 2 ö Phương trình Schrodinger sẽ là: − h ç y + y + y ÷ + Uy = Ey (1.6) E - Năng lượng toàn phần. h - hằng số Planck. ψ - phương trình sóng. 8p 2 m ç ¶x2 ¶y 2 ¶z 2 ÷ 1.4 NGUYÊN TỬ MỘT ELECTRON 1.4.1 Phương trình sóng đối với nguyên tử hidro Đối với nguyên tử hidro thế năng giữa electron và proton trong nguyên tử là: 2 U = − e r Phương trình sóng Schrodinger đối với nguyên tử H được viết là: 2 Dy + 8p  2 m (E + e  )y = 0  (1.7) h2 r Để thuận lợi hơn trong quá trình giải phương trình, người ta đã chuyển hệ từ hệ tọa độ Đềcác sang hệ tọa độ cầu được hiểu bằng tích các hàm của hai phần: Y ( , , ) = R , (r ).Y , (q ,j ) (1.8) r q j n l l ml + R(r) : Phần bán kính, liên quan đến 2 số lượng tử n và l. + Y( q , j ): Phần góc, liên quan đến 2 số lượng tử l và ml Việc giải phương trình tử sóng Schrodinger không đề cập trong giáo trình này. Chúng ta chỉ xét kết quả giải phương trình sóng. Ứng với mỗi trạng thái vật lí của electron được mô tả bằng bộ ba số lượng tử: n, l, m hay hàm sóng Y ( n,l ,m) . Các số lượng tử được nghiên cứu cụ thể ở mục sau. 1.4.2 Các kết quả chính Những kết quả thu được từ việc giải phương trình Schrodinger sẽ là cơ sở cho lí thuyết chung về cấu tạo nguyên tử. Những kết quả chính: a. Số lượng tử chính. - kí hiệu là n - Số lượng tử chính nhận các giá trị nguyên dương: n = 1, 2, 3, 4+∞. - Số lượng tử chính dùng để xác định mức năng lượng của các electron trong nguyên tử 2p 2 m Z 2e4 1 bằng công thức: E = − e × (1.9) 0 n (4pe )2 h2 n2 2p 2 m e4 1 - Đối với nguyên tử hidro Z = 1 thì: E = − e × (1.10) 0 n (4pe )2 h2 n2 - Thay số ta được: - Với n = 1, E1 = -13,6 (eV) E = −13, 6 (eV ) n n2  (1.11) - Với n = 2, E2 = -13,6/4 = -3,4 (eV) - Với n = 3, E1 = -13,6/9 = -1,5 (eV) - Người ta gọi mức năng lượng ứng với các e có cùng 1 giá trị của n là: Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7 Mức năng lượng En K L M N O P Q - Số lượng tử n càng lớn mức năng lượng En càng cao. - Đối với ion giống hidro thì năng lượng của eletron được xác định bằng công thức: −13, 6.Z 2 En = 2 n (eV ) . (1.12) - Z là điện tích hạt nhân. b. Số lượng tử phụ + kí hiệu là ℓ. + Số lượng tử phụ nhận các giá trị ℓ = 0, 1, 2, 3 n – 1. Ví dụ: n = 4 thì số lượng tử phụ nhân các giá trị: ℓ = 0, 1, 2, 3. + Người ta đặt tên cho các electron theo giá trị số lượng tử phụ của l: Số lượng tử phụ ℓ 0 1 2 3 Phân lớp electron s p d f * Ý nghĩa: + Số lượng tử phụ để xác định mômen động lượng M của electron trong nguyên tử theo biểu thức: M = l (l + 1). h 2p  (1.13) + Cho biết các phân mức năng lượng trong lớp thứ n. + Cho biết hình dạng của đám mây electron. c. Số lượng tử từ + kí hiệu: ml + Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ +1) giá trị của mℓ: mℓ = 0;±1; ±2; ±3;. ...; ± ℓ. + Ví dụ ℓ = 2 m1 = -2, -1, 0, 1, 2. + Giá trị hình chiếu mômen động lượng obitan trên trục Z được tính bằng công thức: h M z = ml . 2p  (1.14) Bảng 1.2 Mối liên hệ giữa số lượng tử chính n và số lượng phụ ℓ Số lượng tử chính n Số lượng tử phụ ℓ Dạng orbitan nguyên tử 1 0 s 2 0 1 s p 3 0 1 2 s p d 4 0 1 2 3 s p d f d. Số lượng tử từ spin (ms ) Để mô tả đầy đủ trạng thái của e, người ta đã bổ sung thêm số lượng tử thứ 4 gọi là số lượng tử spin. Số lượng tử spin mô tả sự tự quay của e quanh trục riêng của nó. - Mô men của spin có giá trị. M s =  s(s + 1). h 2p  với  s = 1 2  (1.15) - Hình chiếu của mômen spin trên trục z là: M sz  h = ms . 2p  (1.16) - Số lượng tử ms gọi là số lượng tử từ spin, số lượng tử từ spin chỉ nhận 2 giá trị: ms  = ± s = ± 1 2 . 1.4.3 Mây electron. - y (x, y, z ) 2 dxdydz tại một điểm có tọa độ x, y, z biểu thị xác xuất tìm thấy electron tại điểm đó. Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử. Hình 1.2 Hình dạng một số các AO - s, p, d 1.5 NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON 1.5.1 Khái niệm lớp, phân lớp, obitan nguyên tử. a. Lớp electron + Các electron có cùng trị số n được xếp vào cùng một lớp, chúng có mức năng lượng gần bằng nhau. nhất. + Lớp electron được kí hiệu : n 1 2 3 4 5 6 7 Lớp electron K L M N O P Q Lớp K là lớp gần hạt nhân nhất, có năng lượng thấp nhất và liên kết chặt chẽ với hạt nhân Lớp ngoài cùng là lớp có năng lượng cao nhất, liên kết với hạt nhân kém chặt chẽ nhất. Vì vậy, dễ tách ra khỏi nguyên tử nhất. b. Phân lớp electron + Các electron có cùng trị số n, ℓ được xếp vào cùng một phân lớp, chúng có mức năng lượng bằng nhau. + Kí hiệu: ℓ = 0 1 2 3... phân lớp s p d f... + Ứng với một giá trị của n có n giá trị số lượng tử phụ của ℓ : ℓ=0, 1, 2,. ..n-1. + Lớp thứ n có n phân lớp Ví dụ: n = 1 → ℓ=0 → có một phân lớp 1s. n = 2 → ℓ=0; ℓ=1→ có hai phân lớp 2s 2p. n = 3 → ℓ=0; ℓ=1; ℓ=2→ có ba phân lớp 3s 3p 3d. c. Obitan nguyên tử ( kí hiệu AO) + Các electron có cùng trị số n, ℓ, mℓ được xếp vào cùng một obitan. + Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ+1) giá trị của mℓ : mℓ = -ℓ,... 0, 1, 2,...ℓ. + Số giá trị của mℓ bằng số obitan nguyên tử. Ví dụ: phân lớp s: ℓ=0 → mℓ =0 → có 1 obitan. kí hiệu: phân lớp p: ℓ=1 → mℓ = -1, 0, 1→ có 3 obitan phân lớp d: ℓ=2 → mℓ = -2, -1, 0, 1, 2 → có 5 obitan phân lớp f: ℓ=3 → mℓ = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 có 7 obitan. 1.5.2 Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử a. Nguyên lý Pauli - Nguyên lý: Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng trị số 4 số lượng tử như nhau. - Các hệ quả của nguyên lý Pauli. + Trong một AO chỉ chứa tối đa 2 electron . Vì 2 electron có cùng n, ℓ, mℓ thì ms phải khác nhau, mà ms có 2 giá trị là ± ½ nên 1 obitan có tối đa 2 electron. + Trong mỗi phân lớp chỉ chứa tối đa 2(2ℓ+1) electron. Vì một giá trị ℓ có (2ℓ+1) giá trị của mℓ → có (2ℓ+1) obitan → có tối đa 2(2ℓ+1) electron. Ví dụ: Phân lớp s: ℓ=0 → có (2.0+1) = 1 AO → có tối đa 2 electron Phân lớp p: ℓ=1 → có (2.1+1) = 3 AO → tối đa 6 electron Phân lớp d: ℓ=2 → có (2.2+1) = 5 AO → tối đa 10 electron Phân lớp f: ℓ=3 → có (2.3+1) = 7 AO → tối đa 14 electron + Trong mỗi lớp chứa tối đa 2n2 electron. Vì số obitan trong một lớp là n-1 å (2l + 1) = n2 → số electron tối đa trong một lớp là 2n2. l =0 Ví dụ: Lớp thứ nhất n = 1 có 2 electron Lớp thứ hai n = 2 có 8 electron Lớp thứ hai n = 3 có 18 electron b. Quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky Đối với nguyên tử nhiều electron thì năng lượng không chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n mà còn phụ thuộc vào số lượng tử phụ ℓ. Theo quy tắc kinh nghiệm Klechkowski thứ tự năng lượng các obitan nguyên tử là: + Năng lượng của các obitan nguyên tử tăng theo tổng giá trị (n+l). + Nếu hai obitan nguyên tử có tổng giá trị (n+l) như nhau thì obitan nào có số lượng tử chính n lớn hơn có năng lượng lớn hơn. Ví dụ: Phân lớp : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (n+ℓ): 1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 4+0 3+2 4+1 Dựa vào quy tắc trên ta sắp xếp được thứ tự các mức năng lượng của các AO từ thấp đến cao như sau: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≃5d<6p<7s<5f≃6d<7p... c. Nguyên lý vững bền Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các orbitan có mức năng lượng từ thấp tới cao, theo thứ tự : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p.... d. Quy tắc Hund Trong một phân lớp chưa bão hòa, các electron được sắp xếp vào các ô lượng tử sao cho tổng spin là cực đại. Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2 Không xếp theo kiểu: Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử C phải là. Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử N: Chú ý:  + Khi điền electron vào các obitan trong một phân lớp ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron lần lượt từ trái sang phải. + Một số nguyên tử có cấu hình bất thường như: Cr, Cu, Ag, Mo, Ru, Rh, Pd... Ví dụ: + Cr (Z=24) Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2 Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1 + Cu (Z=29) thực tế là: 1s22s22p63s23p63d104s1 1.6 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.6.1 Định luận tuần hoàn Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep đưa ra năm 1869, ngày nay định luật được phát biểu như sau: Tính chất của các 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 dần điện tích hạt nhân nguyên tử. 1.6.2 Nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn - Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử. - Các nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp vào 1 hàng ngang gọi là chu kỳ. - Các nguyên tố có cùng electron hoá trị được xếp vào một cột dọc gọi là nhóm. 1.6.3 Cấu trúc bảng tuần hoàn a. Chu kỳ: Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron và được sắp xếp theo thứ tự tăng dần điện tích hạt nhân. Số lớp electron của nguyên tử nguyên tố bằng số thứ tự của chu kỳ. Ví dụ: C (Z = 6): 1s22s22p2 có 2 lớp electron nên C nằm ở chu kỳ 2 trong bảng tuần hoàn (BTH). - Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một nguyên tố halogen và kết thúc là một khí hiếm (trừ chu kỳ 1). Các chu kỳ nhỏ (chu kỳ 1, 2, 3) + Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố H He 1s1 1s2 + Chu kỳ 2 (n=2) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p). l =0: Phân lớp 2s có 3Li (2s1) và 4Be (2s2) l=1: Phân lớp 2p từ 5B (2s22p1) đến 10Ne (2s22p6) + Chu kỳ 3 (n=3) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p). Hoàn toàn giống chu kỳ 2 Dãy nguyên tố chu kỳ 2: 11Na 12Mg 13Al....18Ar Cấu hình electron lớp ngoài cùng: 3s1 3s2 3s23p1.3s23p6 Các chu kỳ lớn (4, 5, 6, 7) + Chu kỳ 4 (n=4) gồm 18 nguyên tố (2 nguyên tố s, 10 nguyên tố d và 6 nguyên tố p). Nguyên tố: 19K 20Ca 21Sc.30Zn 31 31Ga.36Kr Cấu hình electron: 4s1 4s2 3d1 4s2.....3d104s2 3d10 4s24p1..3d104s24p6 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất + Chu kỳ 5 (n=5) Giống chu kỳ 4 Nguyên tố: 37Rb 38Sr 39Y.48Cd 49In.54Xe Cấu hình electron: 5s1 5s2 4d15s2.....4d105s2 4d105s2 5p1 ..4d105s25p6 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai Chu kỳ này có 6 nguyên tố cấu hình bất thường vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron chuyển giữa các phân lớp. + Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố - Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một dãy nên gọi là dãy lantanoit (hay các nguyên tố họ lantan) xếp phía dưới BTH. 55Cs 56Ba 57La* 72Hf80Hg 81Tl.86Rn 6s1 6s2 5d16s2 4f145d26s2.4f145d106s2 4f145d106s26p1........ 4f145d106s26p1 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba Họ Lantan: 58Ce 59Pr..70Yb 71Lu 4f15d16s2 4f35d06s2..4f145d06s2 4f145d16s2 14 nguyên tố f + Chu kỳ 7 (n = 7) Chu kỳ 7 xây dựng chưa hoàn chỉnh, giống chu kỳ 6. Trong 32 nguyên tố có thể có thì bằng thực nghiệm chỉ mới thấy khoảng 30 nguyên tố trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ actini) (5f) nằm phía dưới BTH (giống các lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp (6d). b. Nhóm - Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp vào cùng một cột trong BTH theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân từ trên xuống dưới. Nhóm được chia thành nhóm A và nhóm B. + Nhóm A: gồm các nguyên tố s và p, được đánh số từ IA đến VIIIA * STT của nhóm bằng với số electron hoá trị và bằng với số electron lớp ngoài cùng. + Nhóm B: Gồm những nguyên tố d, được đánh số từ IB đến VIIIB * Số TT nhóm = số electron hoá trị = số electron lớp ngoài cùng + số electron ở lớp sát ngoài cùng. * Cách xác định STT nhóm ở nhóm B. Cấu hình electron lớp ngoài cùng (n-1)dxnsy: - Nếu x+y <8 → STT nhóm = x+y. - Nếu x + y = 8, 9, 10 → STT nhóm =8 - Nếu x + y >10 → STT nhóm = x+y-10. Chú ý: + (n-1)d4ns2 → (n-1)d5ns1 : nửa (bán) bão hoà → cấu hình bền + (n-1)d9ns2 → (n-1)d10ns1 : giả bão hoà → cấu hình bền 1.6.4 Sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố hóa học. a. Bán kính nguyên tử. * Theo chu kỳ, từ trái sang phải bán kính giảm dần. - Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ. Ví dụ: Chu kỳ 2. Nguyên tử Li Be B C N O F o Bán kính, A 1,52 1,13 0,88 0,77 0,7 0,66 0,64 Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ ràng như đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính của chúng giảm rất chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể từ ngoài vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử của các nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f (sự co Lantanoid hay Actinoit) Ví dụ: Các nguyên tố d ở chu kỳ 4. Nguyên tử Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn o Bán kính, A 1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33 * Theo nhóm - Nhóm A: Trong một nhóm từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng dần. Ví dụ: Đối với nhóm IA Nguyên tử Li Na K Rb Cs Fr o Bán kính, A 1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 2,7 - Nhóm B: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng sự co Lantanoid hay Actinoit nói trên gây ra. Ví dụ: Phân nhóm phụ IVB Nguyên tử o Bán kính ( A ) Ti 1,46 Zr 1,57 Hf 1,57 b. Năng lượng ion hóa Là năng lượng tối thiểu cần để tách 1 electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái cơ bản ở thể khí. Định nghĩa đối với năng lượng ion hóa thứ nhất. Ví dụ: Na→Na+ + 1e. I1 = 5,14 (eV) Đối với những nguyên tử nhiều electron ngoài năng lượng ion hóa thứ nhất còn có năng lượng ion hóa thứ 2, 3... X →X+ + 1e : I1 Năng lượng ion hóa thứ nhất X+ →X2+ + 1e : I2 Năng lượng ion hóa thứ hai X2+ →X3+ + 1e : I3 Năng lượng ion hóa thứ ba Với I1 < I2 < I3.. + Theo chu kỳ, từ trái sang phải năng lượng ion hóa I1 tăng dần. Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol) Số thứ tự nguyên tử Hình 1.3. Sự biến đổi năng lượng của các nguyên tố của các chu kỳ. Nhóm A, từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa I1 giảm. Đối với nhóm B thì năng lượng ion hóa diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ. c. Độ âm điện Độ âm điện là đại lượng kinh nghiệm đặc trưng cho khả năng hút electron một nguyên tử trong phân tử. Ví dụ: Trong phân tử H :Cl thì clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía nguyên tử clo. Trong một chu kỳ, độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải. Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần. Độ âm điện Hình 1.4 Sự biến đổi độ âm điện của các nguyên tố của các chu kỳ. d. Tính kim loại và phi