Giáo trình Hóa đại cương - Cấu tạo nguyên tử

Chương 1 cấu tạo nguyên tử Cấu trúc electron của nguyên tử Các đặc trưng tổng quát của nguyên tử 1.1.1.1. Thành phần nguyên tử Proton (p) 1,0072 u = 1,6725. 10-27 Kg + 1,602. 10-19 (C) = +eo Notron (n) 1,0086 u = 1,6748. 10-27 Kg 0 Electron (e) 5,4858. 10-4 u = 9,11. 10-31 Kg - 1,602. 10-19 (C) = -eo 1.1.1.2. Số điện tích hạt nhân - Số khối hạt nhân - Z bằng tổng điện tích các hạt proton (do +eo = 1) nên : Z = Tổng số hạt proton = tổng số hạt electron. - A = Z + N. - Ký hiệu hóa học của một nguyên tố 1.1.1.3. Nguyên tố hóa học - đồng vị - Từ cấu hình electron → tính chất hóa học nguyên tử mà Z = ∑e => Z đặc trưng cho nguyên tố hóa học. - Mỗi một nguyên tố hóa học có thể có nhiều dạng nguyên tử có cùng Z. Ví dụ: H có 3 dạng ; ; Cl có 2 dạng ; … -Vậy: Nguyên tố hóa học là tập hợp các dạng nguyên tử có cùng Z. - Mỗi một dạng nguyên tử của một nguyên tố hóa học được gọi là đồng vị của nguyên tố đó. - Vậy các đồng vị của một nguyên tố hóa học có cùng proton khác notron => A khác nhau. - Vì đa số các nguyên tố hóa học là hỗn hợp các đồng vị nên nguyên tử khối của các nguyên tố là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị. a , b : Số nguyên tử đồng vị có số khối A, B A : số khối của đồng vị 1 B : số khối của đồng vị 2 1.2. Mẫu nguyên tử của Bohr và sự lượng tử hóa năng lượng của nguyên tử 1.2.1. Phổ nguyên tử - 1913 nhiều công trình nghiên cứu thực nghiệm của các nhà khoa học đã đo được độ dài sóng và tần số ánh sáng có thể bị hấp thụ hay được phát ra bởi nguyên tử. Người ta đã xác định được rằng mỗi một loại nguyên tử chỉ có thể phát ra hay hấp thụ ánh sáng có tần số riêng biệt (đặc trưng) và xác định nghiêm ngặt. Để lý giải điều này người ta dùng nguyên tử H là nguyên tử đơn giản nhất và có phổ đơn giản nhất. - Các vạch phổ nguyên tử H tạo thành một số dãy và vị trí của các dãy được biểu diễn chính xác bằng biểu thức của Ritz: : Số sóng; biểu thức liên hệ giữa , và là: RH : hằng số Rydberg (109677,6 cm-1); c : vận tốc ánh sáng = 3.108 m/sec. Với các số liệu thực nghiệm cụ thể đối với phổ nguyên tử H. Trong những năm đầu thế kỷ XX không một nhà bác học nào giải thích được. 1.2.2. Mẫu nguyên tử Bohr - Năm 1913 Bohr đã mạnh dạn đưa ra giả thuyết về nguyên tử (mẫu nguyên tử Bohr) Trong nguyên tử electron chuyển động xung quanh hạt nhân trên những quỹ đạo tròn đồng tâm xác định (quỹ đạo dừng hay quỹ đạo lượng tử). Khi chuyển động trên quỹ đạo này electron không thu hay phát năng lượng (năng lượng của electron được bão toàn). Như vậy mỗi một quỹ đạo dừng tương ứng với một mức năng lượng xác định (nghĩa là năng lượng của electron được lượng tử hóa). Khi hấp thu năng lượng, electron chuyển từ quỹ đạo có mức năng lượng thấp đến quỹ đạo có mức năng lượng cao hơn. (và ngược lại) - Kết quả thu được từ giả thuyết trên: Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lượng của electron khi chuyển động trên quỹ đạo đó. Giải thích được phổ của nguyên tử H (một số các ion giống H: Li2+ , He+ ) -Hạn chế của mô hình nguyên tử Bohr: Đặt nguyên tử H vào một từ trường, quang phổ H trở nên phức tạp (hiệu ứng Zeeman) điều này không thể giải thích được bằng lý thuyết của Bohr. Với những nguyên tử nhiều electron hơn, lý thuyết Bohr cho những kết quả không đúng với thực nghiệm. Năng lượng tốc của electron được lượng tử hóa, vị trí và tốc độ của electron được xác định chính xác là hoàn toàn sai lầm. - Việc phát hiện ra tính sóng của electron dẫn đến một nền tảng vật lý mới ra đời "Cơ học lượng tử" đã bác bỏ hoàn toàn mô hình nguyên tử Bohr. 1.2.3.Tính chất sóng - hạt của electron - 1924 Louis de Broglie (người Pháp) cho rằng "mọi dạng vật chất chuyển động tương ứng với một sóng gọi là sóng vật chất de Broglie" Tính chất sóng (hiện tượng giao thoa, nhiễu xạ) Vật chất (ánh sáng) Tính chất hạt (hiệu ứng quang điện, compton…) m h : hằng số planck = 6,6256.10-34 J.s = 6,6256.10-27 ec.s v : tốc độ chuyển động của hạt (đối với photon thì ) Bài tập áp dụng: 1.Một chiếc ôtô có khối lượng một tấn, chuyển động với tốc độ v = 100 km/h. 2.Electron trong nguyên tử H chuyển động với vận tốc v = 106 m/s ; me = 9,1.10-31 kg. Tính bước sóng của sóng de Broglie và cho nhận xét đối với từng trường hợp. Bài giải: 1. == . Bước sóng quá nhỏ. Như vậy đối với hạt vĩ mô sóng de Broglie hoàn toàn vô nghĩa. 2. = Với hạt vi mô sóng de Broglie giữ một vai trò quan trọng. Nhận xét: Theo giả thuyết về photon và giả thuyết de Broglie thì ánh sáng cũng như các hạt vi mô vừa có tính chất sóng vừa có tính chất hạt. 1.2.4.Nguyên lý bất định Heisenberg.(hệ quả của nguyên lý de Broglie) Theo de Broglie: p = mv = ; p là hàm số của bước sóng mà không phải là hàm số của tọa độ nên p cũng không thể là hàm của tọa độ. Nội dung nguyên lý bất định " không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của vi hạt". Nguyên lý này được diễn tả qua hệ thức gọi là hệ thức bất đinh Heisenberg. : độ bất định về tọa độ : độ bất định về động lượng Theo hệ thức càng nhỏ thì càng lớn và ngược lại Bài tập áp dụng: 1. Sự chuyển động của electron có me = 9,1.10-31 kg ; kích thước của nguyên tử d = 10-10 m. Vận tốc của electron là 3.108 m/s. Cho biết tính nghiệm đúng của giả thuyết. 10-10 = 1 2.Một quả bóng có khối lượng 200 g và = 10-8 cm. Vậy = ? cm/sec (một giá trị rất bé) Như vậy: -Với vật thể vĩ mô thì giá trị là rất nhỏ nên độ bất định về tọa độ cũng như độ bất định về tốc độ là 1 giá trị vô cùng bé không đáng kể. -Với vật thể vi mô giá trị không nhỏ nên khi đã biết chính xác vị trí thì không thể biết chính xác tốc độ của hạt (và ngược lại). Quang phổ vạch cho biết chính xác năng lượng của electron tức là tốc độ chính xác của electron vì vậy ta không thể biết chính xác vị trí của electron, ta chỉ có thể xác định khả năng xuất hiện của electron tại một điểm nào đó nhiều hay ít, tức là biết xác suất xuất hiện electron tại một thời điểm đã cho. Một môn cơ học mới ra đời "Cơ học lượng tử" (cơ học sóng) Hàm sóng - phương trình Schrodinger 1926 Schrodinger đã đề xuất phương trình phối hợp được tính chất hạt biểu diễn qua khối lượng m và tính chất sóng biểu diễn qua hàm sóng của vi hạt đặt nền móng cho cơ học lượng tử. Theo cơ học lượng tử, trạng thái của electron trong nguyên tử ở điểm M và thời điểm t được đặt trưng bằng hàm sóng . Xác suất có mặt electron ở thời điểm t trong yếu tố thể tích là . Xác suất tìm thấy electron trong toàn bộ không gian phải bằng 1. Vì vậy ta có: . Đây là điều kiện chuẩn hóa của hàm sóng. Người ta quy ước xác suất có mặt electron xung quanh hạt nhân nguyên tử khoảng 90% - 95% là mây electron. Ví dụ mây electron của nguyên tử H là hình cầu có bán kính 0,0529 nm. Như vậy trong cơ học lượng tử không còn khái niệm quỹ đạo mà thay bằng obitan. Một obitan nguyên tử là một hàm của electron trong nguyên tử. Để tìm hàm , Schrodinger đã đưa ra phương trình gọi là phương trình Schrodinger ở trạng thái dừng (hàm không phụ thuộc vào thời gian t) đối với electron khối lượng m, chuyển động trong trường thế năng U như sau ; Trong đó: là hằng số planck rút gọn là toán tử Laplace; E là năng lượng toàn phần của electron. Phương trình Schrodinger có thể viết gọn lại như sau: Trong đó: ; H là toán tử Hamilton. Giải phương trình Schrodinger ta sẽ tìm được hàm của electron và năng lượng E tương ứng với nó. Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử. Kết quả giải phương trình Schrodinger cho biết hàm sóng của electron phụ thuộc vào 3 số lượng tử: Số lượng tử chính (n), số lượng tử phụ (l) và số lượng tử từ ml. Ký hiệu: gọi là một obitan nguyên tử (AO) Những kết quả nghiên cứu lý thuyết và thực nghiệm cho thấy việc mô tả trạng thái của một electron trong nguyên tử với 3 số lượng tử trên là không đầy đủ mà phải sử dụng thêm một số lượng tử nữa đó là số lượng tử spin (ms). Chúng ta xét giá trị và ý nghĩa của 4 số lượng tử. Số lượng tử chính n n: đặc trưng cho mức năng lượng của electron trong nguyên tử. e: điện tích của electron : hệ số tỉ lệ trong tương tác tỉnh điện me: khối lượng của electron : điện tích hạt nhân n: Số lượng tử chính n: cũng là số lớp electron trong nguyên tử n nhận các giá trị nguyên dương n : 1 2 3 4 5 6 7 Ký hiệu lớp e: K L M N O P Q Với n = 1 → electron có mức năng lượng thấp nhất (gần nhân nhất). n càng lớn → electron càng ở xa nhân → mức năng lượng càng cao. 1.3.2. Số lượng tử phụ : đặc trưng cho phân mức năng lượng của electron trong cùng một lớp. xác định giá trị momen động lượng obitan của electron và hình dạng của các obitan. có các giá trị tương ứng với n. Đi từ 0 đến n-1. Các phân lớp obitan được ký hiệu bằng các chữ cái nhỏ theo giá trị của : 0 1 2 3 Ký hiệu phân lớp e: s p d f Số phân lớp trong cùng một lớp bằng số giá trị của Ví dụ: Lớp K (n = 1, = 0 ) có một phân lớp 1s Lớp L (n = 2, = 0,1) có hai phân lớp 2s, 2p Lớp M (n = 3, = 0,1,2) có ba phân lớp 3s, 3p, 3d … Các obitan trong cùng một phân lớp có hình dạng về cơ bản giống nhau. Không kể thuộc lớp nào, các obitan thuộc phân lớp s có dạng hình cầu, thuộc phân lớp p có dạng hình số 8 nổi, thuộc phân lớp d có dạng hai số 8 nổi đan chéo nhau. 1.3.2. Số lượng tử từ: xác định độ lớn của hình chiếu momen động lượng của obitan. Ứng với mỗi giá trị của có (2 + 1) giá trị của đi từ -,…, -1, 0, +1, …+ do đó phân lớp có (2 + 1) obitan. Ví dụ: Phân lớp s (= 0) có 2.0 + 1 = 1 obitan Phân lớp p (= 1) có 2.1 + 1 = 3 obitan Phân lớp d (=2) có 2.2 + 1 = 5 obitan Phân lớp f (=3) có 2.3 + 1 = 7 obitan… Một tổ hợp với 3 giá trị của n, , sẽ cho một obitan. Ứng với giá trị của n (một lớp) có n giá trị của (= 0,1,2,3,…, n-1), còn ứng với một giá trị của có (2+1) giá trị của (= 0, 1, 2, …, ). Vậy ứng với một giá trị của n có: obitan Kết luận: lớp n có n2 obitan. Lớp K (n = 1) có 1 obitan (1 obitan s) Lớp L (n = 2) có 22 = 4 obitan (1 obitan s và 3 obitan p) Lớp M (n = 3) có 32 = 9 obitan (1 obitan s, 3 obitan p và 5 obitan d) … Số lượng tử spin: ms Khi giải phương trình sóng Schrodinger người ta chưa chú ý đến sự hiệu chỉnh khối lượng theo thuyết tương đối của Einstein nên không phát hiện được sự tồn tại của spin. Năm 1928 Dirac nhà bác học người Anh đã dựa vào thuyết tương đối của Einstein và phát hiện được sự tồn tại của spin. Như vậy, để giải thích đầy đủ hơn về cấu tạo nguyên tử, ngoài ba số lượng tử: chính (n), phụ (), từ (), còn có số lượng tử thứ tư. Đó là số lượng tử spin, được ký hiệu là ms và nhận 2 giá trị n ms 2n2 1 0 (1s) 0 2 2 2 0 (2s) 1 (2p) 0 -1, 0, +1 2 6 8 3 0 (3s) 1 (3p) 2 (3d) 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 2 6 10 18 4 0 (4s) 1 (4p) 2 (4d) 3 (4f) 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 2 6 10 14 32 Bài tập áp dụng: Cho biết lớp L ứng với n = 2. Hãy: Tính các số lượng tử , , ms có thể có đối với lớp L Cho biết có bao nhiêu AO tương ứng và vẽ các AO đó. Bài giải: các số lượng tử , , ms có thể có đối với lớp L được biểu diễn trong bảng sau: Lớp n ms AO L 2 0 0 2s 1 -1 0 +1 Cấu hình electron của nguyên tử 1.4.1. Các cách biểu diễn Có hai cách biểu diễn cấu hình electron: Cách 1: dùng ký hiệu phân lớp () trong đó n: Số lượng tử chính tương ứng với số thứ tự lớp electron. : Số lượng tử phụ tương ứng với phân lớp electron. = 0 phân lớp s = 1 phân lớp p = 2 phân lớp d = 3 phân lớp f x: Số electron tối đa trong phân lớp Sự phân bố electron vào các obitan với các số lượng tử n và khác nhau trong nguyên tử gọi là cấu hình electron nguyên tử. Cách 2: Dùng ô lượng tử được biểu diễn bằng một ô vuông , electron được biểu diễn bằng mũi tên ( ); chiều của mũi tên chỉ số lượng tử spin nếu ms = + thì mũi tên hướng lên trên và ngược lại… 1.4.2. Quy luật phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron. Trong nguyên tử mỗi electron được đặc trưng bởi 4 số lượng tử n, , , ms . Các electron được phân bố vào các lớp, phân lớp theo nguyên lý loại trừ Pauli, nguyên lý vững bền và quy tắc Hund. 1.4.2.1. Nguyên lý Pauli "Trong một nguyên tử (phân tử) không thể có hai hay nhiều electron mà trạng thái của chúng được đặc trưng bởi 4 số lượng tử giống nhau". Theo Pauli, trong một nguyên tử (phân tử) hai electron ít nhất phải có một số lượng tử khác nhau. Ví dụ: Hai electron một ô lượng tử nếu có n, , giống nhau thì ms phải khác nhau. He ; hai electron này đều có n = 1, = 0, = 0 nên nếu 1 electron có ms = thì electron kia có ms = . Nghĩa là trong một ô lượng tử chỉ có thể có tối đa 2 electron được xếp ngược chiều nhau. Ứng với một giá trị của có giá trị của , nghĩa là có ô lượng tử có 2 số electron tối đa trong một phân lớp. Mỗi lớp với số lượng tử chính n, có n phân lớp khác nhau tương ứng với = 0, 1, 2…(n-1). Mỗi phân lớp lại có 2 electron. Suy ra số electron tối đa trong một lớp: Như vậy: trên cơ sở nguyên lý Pauli, người ta có thể tính được số electron tối đa trong 1 ô lượng tử, trong một phân lớp và trong một lớp. 1.4.2.2.Nguyên lý vững bền "Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron lần lược chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao". Kết quả thực nghiệm về quang phổ phát xạ cho biết thứ tự tăng dần của mức năng lượng của các phân lớp như sau: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 4d < 5p < 6s 4f 5d < 6p < 7s 5f 6d < 7p Trong dãy trên có một số xáo trộn thứ tự phân mức năng lượng, nghĩa là phân mức ở lớp xa nhân (n lớn) xen vào giữa các phân mức của lớp gần nhân (n nhỏ). Có hai hiệu ứng gây nên hiện tượng đó. - Hiệu ứng thâm nhập: do bản chất xác suất cảu chuyển động electron mà xác suất thấy electron có thể lớn hơn không ở bất kì chỗ nào. Cũng vì vậy mà giới hạn thế tích orbital chỉ với xác suất trên 90% chứ không phải hoàn toàn 100%. - Hiệu ứng chắn: vì các electron phía trong che chắn mà lực hút của hạt nhân đến electron phái ngoài bị giảm do có lực đẩy của các electron đó lên electron lớp ngoài. Hiệu ứng chắn làm giảm điện tích của hạt nhân. Gọi S là hằng số chắn gây bởi hiệu ứng chắn thì điện tích hiệu dụng của hạt nhân là Z' = X - S Theo nguyên lí vững bền ta có thể viết cấu hình electron của các nguyên tử theo các mức năng lượng như sau: 11Na: 1s2 2s22p63s1 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 1.4.2.3. Quy tắc Hund Nội dung quy tắc: Trong một phân lớp, các electron có khuynh hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin của chúng là cực đại, tức là tổng số electron độc thân là cực đại. Áp dụng quy tắc này sẽ biết electron hóa trị của nguyên tố. Do vậy phải biểu diễn cấu hình electron theo các ô lượng tử và cần xếp electron theo các lớp, nghĩa là không để ý đến sự chèn mức năng lượng I: Ví dụ trường hợp của C (Z = 6). Có ba cách sắp xếp: ­¯ ­¯ ­¯ Tổng số spin bằng 0 II: ­¯ ­¯ ­ ¯ III: ­¯ ­¯ ­ ­ Tổng spin bằng 1 Cách III phù hợp thực tế và nó tuân theo quy tắc Hund Ví dụ trường hợp Mn (Z = 25). Viết cấu hình electron theo các phân mức năng lượng và theo ô lượng tử các lớp electron Mn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­ ­ ­ ­ ­ ­¯ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 1.4.2.4. Quy tắc bão hòa và nữa bão hòa phân lớp d Đây là quy tắc phụ, nhằm giải quyết hai trường hợp của electron d. Bão hòa phân lớp d cần 10 electron trên 5 ô lượng tử. Nữa bão hòa phân lớp d cần 5 electron nhưng cũng chia đều trên 5 ô lượng tử. Đó là những cấu hình bền. Vậy khi vỏ ngoài nguyên tử, ở phân lớp d có 9 hoặc 4 electron thì sao? Quy tắc này cho biết khi đó nguyên tử tự điều chỉnh (để cho hệ bền hơn) bằng cách chuyển 1 electron ở ngay sát phía trong (chẳng hạn phân lớp s), lên phân lớp d để bão hòa (khi đang có 9 electron) hoặc nửa bão hòa phân lớp đó (khi đang có 4 electron). Ví dụ: 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Bài tập: 1.Một số nguyên tử gồm 2 đồng vị có số nguyên tử tỷ lệ với nhau là 27:23. Hạt nhân đồng vị thứ nhất chứa 35p và 44n. Hạt nhân thứ hai nhiều hơn 2 nơtron. Xác định và tên nguyên tố trên. 2.Tính độ dài sóng de Broglie: - Của chiếc xe nặng 1 tấn, v=80km/h -Của proton m=1,67*10-24g và động năng Ed = 1000eV. (1eV=1,6*10-19J) Từ đó đưa ra nhận xét. 3.Một viên bi nặng 1g và 1electron (m=9,1*10-31 kg) chuyển động có độ bất định về giá trị là 1= 10-10 m. Hãy rút ra kết luận từ kết quả tính được. 4.Vì sao mỗi bộ 4 số lượng tử dưới đây không thể là bộ 4 số lượng tử của 1electron trong nguyên tử. a. b. c. d. 2.Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học 2.1. Cấu tạo bảng: có hai loại bảng phổ biến -Dạng ngắn gồm 8 cột mỗi cột có hai hàng (nhóm A và nhóm B) -Dạng dài gồm 18 cột -Có 7 chu kỳ và 8 nhóm. 2.1.1.Chu kỳ: Chu kì là dãy nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, có cấu trúc vỏ electron ngoài cùng (các electron hóa trị) như sau: mở đầu là nguyên tố ns1, kết thúc là nguyên tố np6, tức là mở đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm. Các nguyên tố trong cùng một chu kỳ có cùng số lớp electron; số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp electron. -Chu kỳ 1: 2 nguyên tố H, He có 1 lớp electron 1s -Chu kỳ 2: 8 nguyên tố Li→Ne có 2 lớp electron 1s 2s 2p (=3→=10) -Chu kỳ 3:8nguyên tố Na→Arcó3 lớp electron 1s 2s2p 3s3p (=11→=18) -Chu kỳ 4: 18 nguyên tố (=19→=36); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B. Có 4 lớp electron được điền dần vào theo thứ tự ns2(n-1)d10np6. -Chu kỳ 5: 18 nguyên tố (=37→=54); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B. Có 5 lớp electron được điền dần vào theo thứ tự ns2(n-1)d10np6. -Chu kỳ 6: 32 nguyên tố (=55→=86); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A, 10 nguyên tố nhóm B và 14 nguyên tố thuộc họ Lantanit (từ ). -Chu kỳ 7: chưa đầy đủ 32 nguyên tố vì những nguyên tố cuối chu kì rất không bền, không tồn tại trong tự nhiên.Có cấu tạo tương tự chu kỳ 6 (=87→=104) trong đó có 14 nguyên tố thuộc họ Actinit (từ ) Ba chu kì đầu gọi là chu kỳ nhỏ, các chu kì còn lại gọi là chu kỳ lớn. Trong bảng dạng dài, mỗi chu kì được xếp thành một hàng. Bảng dạng ngắn có hai hàng cho mỗi chu kì lớn. Công thức tổng quát vỏ electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố mỗi chu kì là: ns2 (n-2)f14(n-1)d10np6 Tuy chu kì dài ngắn mà vỏ ngoài nguyên tử được điền e vào theo dãy trên thế nào, nhưng luôn luôn mở đầu là ns và kết thúc ở np. Sự lặp lại tuần hoàn vỏ ngoài cùng của nguyên tử là nguyên nhân lặp lại tuần hoàn tính chất các nguyên tố. 2.1.2. Nhóm: Nhóm là tập hợp các nguyên tố có cùng cấu tạo lớp vỏ electron ngoài và do đó có tính chất hóa học tương tự nhau. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có cùng công thức oxit cao nhất. Bảng dạng dài có 18 cột ứng với 16 nhóm gồm 8 nhóm A (còn gọi là phân nhóm chính) và 8 nhóm B (phân nhóm phụ). Riêng nhóm VIIIB có 3 cột vì các nguyên tố của 3 cột đó trên cùng một hàng (chu kì) có tính chất giống nhau. Hai cột đầu là khối nguyên tố s, 10 cột tiếp theo là khối nguyên tố d, sáu cột cuối cùng là khối nguyên tố p. Nguyên tố f gồm 2 hàng 14 cột, được tách riêng ra ngoài bảng vì thực ra chúng là hai nhóm nguyên tố được xếp cùng ô với nguyên tố lantan (ô 57, nhóm III, chu kì 6) và actini (ô 89, nhóm III, chu kì 7) -Nhóm A: Gồm các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp s hoặc p (gọi là nguyên tố s, nguyên tố p). Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm A có electron hóa trị bằng electron ở lớp ngoài cùng và bằng số thứ tự nhóm. -Nhóm B: Gồm các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp d hoặc f (gọi là nguyên tố d, nguyên tố f). Cách tính số thứ tự của các nguyên tố nhóm B Gọi a là số electron ở lớp ngoài cùng, b là số electron ở phân lớp ngoài cùng, ta có: Nếu a+b thì số thứ tự của nhóm bằng a+b Nếu thì số thứ tự của nhóm bằng 8 Nếu thì số thứ tự của nhóm bằng a+b-10 2.1.3. Cấu hình electron của các nguyên tố Hầu hết số electron lớp ngoài cùng các nguyên tử của các nguyên tố nhóm B là ns2, một vài trường hợp là ns1, đặc biệt Pd (=46) là ns0; e