Bài giảng Hóa đại cương - Chương 3: Định luật tuần hoàn, hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Nội dung text: Bài giảng Hóa đại cương - Chương 3: Định luật tuần hoàn, hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1. CHƯƠNG 3 ĐỊNH LUẬT TUẦN HỒN, HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC 1
2. NỘI DUNG 3.1 Định luật tuần hồn 3.2 Cấu trúc bảng hệ thống tuần hồn 3.3 Sự thay đổi tính chất các nguyên tố trong hệ thống tuần hịan. 2
3. Định luật tuần hồn 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. 3
4. ✓Theo quan điểm hiện đại: Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử. ✓Ở trạng thái bình thường: Cấu trúc electron được xác định bằng số electron trong nguyên tử (= điện tích hạt nhân nguyên tử). ➢Điện tích hạt nhân nguyên tử là đại lượng quyết định & đặc trưng cho tính chất của nguyên tử. 4
5. Định luật tuần hồn được 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 của các nguyên tố. 5
6. CẤU TRÚC CỦA BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN ✓ Chu kỳ: Cĩ 7 chu kỳ 1-7 ✓ Nhĩm: ➢Các nhĩm nguyên tố được bố trí thành cột từ I – VIII. ➢Mỗi nhĩm chia thành phân nhĩm chính (phân nhĩm A) và phân nhĩm phụ (phân nhĩm B). 7
7. CẤU TRÚC CỦA BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN ✓Ơ: ➢Vị trí của nguyên tố. ➢Số thứ tự của ơ  điện tích hạt nhân của nguyên tố. ➢ Biết vị trí của ơ xác định được cấu trúc electron nguyên tử. Lưu ý: Trong HTTH các nguyên tố f (họ lantanit và actinit được xếp vào nhĩm IIIB và được để ngồi bảng chính. Vì vậy thứ tự của các ơ trong HTTH của bảng chính khơng xếp một cách liên tục 8
8. Chu kỳ ✓Chu kỳ là dãy liên tục các nguyên tố (hàng ngang). ✓Số thứ tự chu kỳ = số lượng tử chính n ( số lớp electron). ✓Ba chu kỳ đầu là những chu kỳ nhỏ, chỉ gồm 1 dãy nguyên tố. 10
9. Chu kỳ ✓ Chu kỳ I: Cĩ 2 nguyên tố: H (1s1) và He (1s2). ✓ Chu kỳ II & III: mỗi chu kỳ cĩ 8 nguyên tố: 2 (s) + 6 (p); 2s1 → 2s22p6. ✓ Chu kỳ IV, V: cĩ 18 nguyên tố: 2 (s) + 10 (d) + 6 (p) → 2(ns1,2) + 10 ns2(n-1)d110 +6 (np16) Ng tố họ s: Ng tố cĩ e- cuối cùng điền vào phân mức s ngồi cùng. 11
10. Chu kỳ ✓Chu kỳ VI: cĩ 32 nguyên tố: 2(s)+14(f)+10(d)+6(p) → 2(ns1,2) + 14 (6s2 4f110)+10(6s2 5d110)+6 (p16) ✓Chu kỳ VII: cĩ 31 nguyên tố: bao gồm 7 ng tố chính, 10 ng tố chuyển tiếp và 14 ng tố Latanit. 12
11. Nhĩm: Gồm các nguyên tố theo cột dọc cĩ tổng số e- hĩa trị bằng nhau. Tổng số e- của lớp/phân lớp ngồi cùng =STT của nhĩm Nhĩm Ng tố s, p Ng tố d I ns1 (n-1)d10ns1 II ns2 (n-1)d10ns2 III ns2np1 (n-1)d1ns2 IV ns2np2 (n-1)d2ns2 V ns2np3 (n-1)d3ns2 VI ns2np4 (n-1)d5ns1 VII ns2np5 (n-1)d5ns2 2 6 6,7,8 2 VIII ns np (n-1)d ns 13
12. CÁC HỌ NGUYÊN TỐ ✓Nguyên tố họ s (ns1,2): e- cuối cùng điền vào phân mức s ngồi cùng. ns1 – kim loại kiềm, ns2 – kim loại kiềm thổ ✓Các nguyên tố họ p (ns2np1-6) : e- cuối cùng điền vào phân mức p ngồi cùng ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 B - Al C - Si N - P O - S Halogen Khí trơ 14
13. CÁC HỌ NGUYÊN TỐ ✓Các nguyên tố họ d, (n-1)d1-10ns1,2 : ➢ cĩ electron điền vào ON (n-1)d. ➢ KL chuyển tiếp. ✓Các nguyên tố họ f (n-2)f1-14(n-1)d 0-10ns2 : ➢ cĩ electron điền vào ON (n-2)f ➢ Các nguyên tố đất hiếm: 4f1 – 14 : lanthanides 5f1 – 14 : actinides 15
14. PHÂN NHĨM: ✓Các ng tố cĩ cấu trúc e- tương tự nhau → Tính chất hĩa học tương tự nhau ✓ 8 phân nhĩm chính A (nguyên tố họ s và p) ✓ 8 phân nhĩm phụ B (nguyên tố họ d và f) 16
15. PHÂN NHĨM CHÍNH A: Gồm các nguyên tố s hoặc p, electron ở lớp ngồi cùng tương ứng với nsx hoặc ns2npx-2. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Số thứ tự PN chính = tổng số e ở lớp ngồi cùng (tổng số e- hĩa trị). 17
16. PHÂN NHĨM PHỤ B: Gồm các nguyên tố d cĩ cơng thức electron ở lớp ngồi cùng (n-1)dx-2ns2. IIIB IVB VB VIB ns2(n-1)d1 ns2(n-1)d2 ns2(n-1)d3 ns2(n-1)d4 Nguyên tố f →ns1(n-1)d5 VIIB VIIIB IB IIB ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6,7,8 ns2(n-1)d9 ns2(n-1)d10 →ns1(n-1)d10 x là số thứ tự của phân nhĩm (hoặc nhĩm). 18
17. ✓ Nguyên tố d với cấu hình e hĩa trị (n-1)dansb ➢ a = 10 số nhĩm = b ➢ a < 6 số nhĩm = a+b ➢ a = 6,7,8 số nhĩm = VIIIB ✓ Nguyên tố f thuộc phân nhĩm phụ IIIB ✓ Các trường hợp cơng thức e- hĩa trị gần bào hịa hoặc bán bão hịa: ➢ (n-1)d4ns2 → (n-1)d5ns1 ➢ (n-1)d9ns2 → (n-1)d10ns1 19
18. Ơ ✓Chỉ rõ tọa độ nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hồn. ✓Khi biết nguyên tố nằm ở vị trí nào trong bảng HTTH là cĩ thể xác định cấu trúc electron nguyên tử của nĩ. 20
19. XÁC ĐỊNH VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ: ✓Chu kỳ = số lượng tử chính n= số lớp e-. ✓Ơ = Z = e ✓STT nhĩm = tổng số e hố trị ✓Các nguyên tố họ s, p: ns np (e- hĩa trị). ✓Các nguyên tố họ d: ns (n – 1)d ✓Nguyên tố d: (n-1)dansb a = 10 số nhĩm = b a < 6 số nhĩm = a+b a = 6, 7, 8 số nhĩm = VIIIB ✓Các nguyên tố họ f thuộc PNP IIIB 21
20. CÁC VÍ DỤ XÁC ĐỊNH CẤU HÌNH ELECTRON ➢Cho Z ➢Cho 4 số lượng tử của electron cuối cùng. ➢Biết cấu hình electron của ion tương ứng. 22
21. Biết Z ✓ Cấu hình electron của Sr, Z=38 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 ➢ Sr ở chu kỳ 5 ➢ Sr ở phân nhĩm IIA → nguyên tố s. ✓ Cấu hình electron của V, Z=23 1s22s22p63s23p64s23d3 V ở chu kỳ 4 V ở phân nhĩm VB (5 electron ở lớp ngồi cùng) V thuộc họ d. 23
22. Biết 4 số lượng tử của electron cuối cùng Nguyên tử M cĩ electron cuối cùng cĩ giá trị 4 số lượng tử sau : n =3; ℓ =2; mℓ = 0; ms = - ½      mℓ = -2 -1 0 +1 +2 → Phân lớp cuối cùng: 3d8 : Ni (Z = 28): 1s22s22p63s23p64s23d8 (CK4, PN VIII B) 24
23. SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH 25
24. Tính oxy hĩa, khử Trong cùng chu kỳ: Số lớp e- khơng thay đổi, tổng số e- lớp ngồi cùng tăng→ Lực hút của hạt nhân đối với e- tăng (khả năng nhường electron giảm). ➢Tính kim loại giảm. ➢Tính khử của các nguyên tử giảm. Tính kim loại giảm Đầu chu kỳ Cuối chu kỳ Tính phi kim loại giảm 26
25. Trong cùng phân nhĩm: ✓ Cấu trúc e- hĩa trị tương tự nhau → tính chất hĩa học tương tự nhau. ✓ Số lớp electron tăng→ lực hút giữa electron với hạt nhân giảm, khả năng nhường electron tăng. ➢ Tính kim loại tăng, tính phi kim loại giảm. ➢ Tính khử tăng, tính oxy hĩa giảm. 27
26. Bán kính nguyên tử ✓Trong chu kỳ: Từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm dần (do Z tăng, n khơng đổi). ✓Ở các chu kỳ lớn: sự thay đổi khơng rõ ràng. Nguyên nhân: Là do electron sắp xếp trên các orbital gần lớp ngồi cùng nên cĩ hiệu ứng chắn đối với electron ở lớp ns→ lực hút giữa các hạt nhân và electron lớp ngồi cùng thay đổi khơng rõ ràng. 28
27. Bán kính nguyên tử ✓ Trong phân nhĩm: Từ trên xuống, do số lớp electron tăng→ hiệu ứng chắn tăng→ R tăng . ✓ Phân nhĩm phụ: Nguyên tố 1 đến ng tố 2, bán kính nguyên tử tăng, sau đĩ hầu như khơng tăng. ✓R tăng khi lực hút hạt nhân đối với e- ngồi cùng giảm. ✓Bán kính ion cĩ xu hướng biến thiên giống ng tử. 30
28. Bán kính ion Z ✓ Lực hút đối với e-:~ e ➢ R cation< R ng tử < R anion ✓ Cation của cùng ng tố: R giảm theo chiều tăng điện tích ion. ✓ Các ion trong cùng phân nhĩm cĩ cùng điện tích ion, bán kính tăng theo chiều tăng địên tích hạt nhân nguyên tử. 31
29. Bán kính ion ✓ Các ion đẳng electron, cation cĩ bán kính nhỏ hơn anion (do Z của anion nhỏ hơn cation) . Ví dụ r Na+< rF- ✓ Các cation đẳng e: Bán kính các cation (3+) nhỏ hơn cation (2+) và nhỏ hơn cation (1+). Ví dụ r Al3+ < r Mg2+ < r Na+ ✓ Anion đẳng e: điện tích anion (-1) nhỏ hơn anion (-2) Ví dụ : r F- < r O-2 32
30. Năng lượng ion hĩa: ✓ Năng lượng ion hĩa (I): là năng lượng cần tiêu tốn để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử ở thể khí , cơ lập và khơng bị kích thích thành cation tương ứng ở thể khí + Xk + I = X k + 1e ✓ I càng nhỏ ng tử càng dễ nhường electron→ tính kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh. 33
31. Năng lượng ion hĩa: ➢ Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hạt nhân lên e ↑ → I ↑ ➢ Trong một PNC: Số lớp e ↑→ hiệu ứng chắn↑ → I↓. ➢ Trong phân nhĩm phụ, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, năng lượng ion hĩa tăng. ➢ Đối với nguyên tử nhiều electron, ngồi năng lượng ion hố thứ nhất (I1) cịn cĩ năng lượng ion hố thứ hai (I2), thứ ba (I3) I1 < I2 < I3 34
32. Ái lực electron ➢ Ái lực electron (F) đặc trưng cho khả năng nhận electron của nguyên tử. ➢ Ái lực electron: là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp 1 electron vào nguyên tử ở thể khí khơng bị kích thích. - Xk + e = X k F ➢ F cĩ giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đĩ tính phi kim và tính oxi hĩa của nguyên tố càng mạnh. 35
33. Ái lực electron ➢ Ái lực e- của X = - (năng lượng ion hĩa của X- ): F = −I − X X ➢ Trong một chu kì: từ trái sang phải F của các ngtố thường tăng theo chiều tăng Z. ➢ Trong một nhóm: từ trên xuống, F của các ngtố giảm dần. ➢ Các ngtố có cấu hình s2, s2p6, s2p3 có F nhỏ, có khi dương 36
34. Độ âm điện ✓ Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút mật độ electron về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của ng tố khác. ✓ Nguyên tử của nguyên tố cĩ độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác cĩ độ âm điện nhỏ hơn. 37
35. Độ âm điện ✓ Trong 1 chu kỳ theo chiều tăng điện tích hạt nhân, độ âm điện tăng. ✓ Trong mỗi nhĩm, độ âm điện giảm. ✓ Các nguyên tố s nhĩm I cĩ  nhỏ, các ng tố p nhĩm 7 cĩ  lớn nhất. 38
36. Cách xác định độ âm điện: Theo Milliken: Độ âm điện  : χ = ½ (IA + FA) Phương pháp này khơng xác định được hết độ âm điện của tất cả các nguyên tố vì khơng biết đầy đủ ái lực đối với electron của tất cả các nguyên tố 39
37. Cách xác định độ âm điện: Theo Pauling ( 1932): Độ âm điện xác định dựa trên năng lượng liên kết của các liên kết tương ứng. EA−B = EA−A EB−B 2 E = EA−B − EA−A EB−B = const( A−B ) EA-B là năng lượng phân ly liên kết Nếu liên kết A-B khơng cĩ cực thì E=0. Nếu liên kết A-B cĩ cực thì E 0 40
38. Số oxy hĩa ➢ Hĩa trị của một nguyên tố là số e của mỗi nguyên tử nguyên tố đĩ đã bỏ ra gĩp chung trong liên kết cộng hĩa trị hay đã cho nhận trong liên kết ion. ➢ Số oxy hĩa là điện tích dương hay âm của ng tố trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion. 41
39. Các nguyên tắc xác định số oxy hĩa ➢ Số oxy hĩa của ng tố tự do bằng 0. ➢ Số oxy hĩa của ion 1 ng tử = điện tích ion đĩ. ➢ Số oxy hĩa của kim loại kiềm luơn bằng +1, của kiềm thổ bằng +2. ➢ Số oxy hĩa của oxy bằng -2 ➢ Số oxy hĩa của hydro bằng +1 (các hợp chất hydrua của kim loại hoạt động bằng -1. 42
40. Các nguyên tắc xác định số oxy hĩa ✓ Trong chu kỳ từ trái sang phải, số OXH dương cao nhất tăng dần và bằng STT của nhĩm. ✓ Tổng số OXH trong phân tử trung hịa của các nguyên tố bằng 0. 43