[Hóa đại cương] Sery Lý thuyết hóa đại cương và bài tập

Sery Lý thuyết hóa đại cương và bài tập

Tải toàn bộ tài liệu: Tải tại đây
Bộ tài liệu bao gồm các nội dung sau:

• Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN-Bài tập chương 2
• CHƯƠNG  3:        LIÊN KẾT HÓA HỌC-bài tập chương 3
• CHƯƠNG 4: TRẠNG THÁI TẬP HỢP CÁC CHẤT-Bài tập chương 4
• Chương 5:            NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC-Bài tập chương 5
• Chương 6:                       ĐỘNG HÓA HỌC
• Chương 7:                       DUNG DỊCH
• Chương 8:                      ĐIỆN HÓA HỌC

Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử

- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + Electron

     +hạt nhân

- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân. 

- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử

   

Khối lượng electron = 9,109.10-28gam Điện tích electron =1,6.10-19coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích = 1-)

2.2. Hạt nhân nguyên tử

- Hạt nhân gồm:

     

  

- 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)

* Đồng vị :

Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :

VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị  ³⁵₁₇Cl, ³⁷₁₇Cl                       

Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân »                                          

2.3. Lớp vỏ electron 

Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He⁺, Li²⁺…) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử.

2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô

Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là: 

Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi:

                                             v: tốc độ chuyển động của hạt

h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10^-27erg.s

                                   = 6,626.10^-34J.s)

2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg

- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: 

Nguyên lý bất định là một nguyên lý quan trọng của cơ học lượng tử, do nhà Vật lý lý thuyết người Đức Werner Heisenberg phát triển. Nguyên lý này phát biểu rằng ta không bao giờ có thể xác định chính xác cả vị trí lẫn vận tốc (hay động lượng, hoặc xung lượng) của một hạt vào cùng một lúc. Nếu ta biết một đại lượng càng chính xác thì ta biết đại lượng kia càng kém chính xác.

Về mặt toán học, hạn chế đó được biểu hiện bằng bất đẳng thức sau:

Trong công thức trên,  là sai số của phép đo vị trí,  là sai số của phép đo động lượng và h là hằng số Planck.

Trị số của hằng số Planck h trong hệ đo lường quốc tế:

 J.s.

Sai số tương đối trên trị số này là 1,7×10⁻⁷, đưa đến sai số tuyệt đối là 1,1×10⁻⁴⁰ J.s.

- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. 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.

2.3.3. Phương trình Schrodinger 

 - Với mỗi hạt electron có khối lượng m_e có một hàm sóng Ψ(x,y,z)

     + Trong đó Ψ² có một ý nghĩa quan trọng, đó là: 

2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r)

- Khi ta giữ θ và φ không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau  trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)

* Mật độ xác xuất có mặt electron () theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các orbitan nguyên tử :

Orbitan s 

   Orbitan p

2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y(θ,φ)

- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng  vào các góc và  khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron.

- 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:

+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ.

AO 2s

+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z.

  

+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz² và dx²-y² thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm  nằm trên  đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục tọa độ.

VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx²-y² cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn orbitan z² gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy.

2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử
------------------

CHUYÊN ĐỀ 4 : BỐN SỐ LƯỢNG TỬ XÁC ĐỊNH TRẠNG THÁI CỦA MỘT

                                                ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ

                                            KHÁI NIỆM VỀ OBITAN NGUYÊN TỬ

    I. KIẾN THỨC CƠ BẢN

v Theo kết quả nghiên cứu của cơ học lượng tử , trạng thái của một electron trong nguyên tử được xác định bởi một bộ giá trị của 4 số lượng tử

¨      Số lượng tử chính  n  tương ứng với số thứ tự lớp electron

n                 1        2        3        4        5        6        7

lớp              K       L       M      N       O       P       Q

¨      Số lượng tử phụ (hay số lượng tử obitan)  l  : cho biết hình dạng của obitan trong không gian và xác định số phân lớp trong mỗi lớp .

§  l nhận giá trị từ 0 đến n – 1 .

§  Giá trị của l            0        1        2        3        …

Kiểu obitan            s        p       d        f        …

§  Ứng với mỗi giá trị của n (một lớp electron) có n giá trị của l và do đó có n phân lớp electron hay kiểu obitan .

Vd : Ở lớp thứ I (n = 1) ® l có 1 giá trị (l = 0) ® 1 kiểu obitan s

        Ở lớp thứ II (n = 2) ® l có 2 giá trị (l = 0 và l = 1) ® 2 kiểu obitan

              s và p

        Ở lớp thứ III (n = 3) ® l có 3 giá trị (l = 0, l = 1 và l = 2) ® 3 kiểu

                                                                                          obitan s , p và d

Ở lớp thứ IV (n = 4) ® l có 4 giá trị (l = 0, l = 1, l = 2 và l = 3) ® 4

      kiểu obitan s , p , d và f

¨      Số lượng tử từ  m_l  xác định sự định hướng của AO trong không gian và đồng thời nó qui định số AO trong một phân lớp . Mỗi giá trị của m_l ứng với một AO

§  m_l nhận giá trị từ -l … 0 … +l .

§  Mỗi giá trị của l có 2l + 1 giá trị của m_l (nghĩa là có 2l + 1 obitan)

Vd :  l = 0 ® m_l chỉ có 1 giá trị (m_l = 0) ® có 1 AOs 

         l = 1 ® m_l chỉ có 3 giá trị (-1 , 0 , +1) ® có 3 AOp                                                                                

        l = 2 ® m_l chỉ có 5 giá trị (-2 , -1 , 0 , +1 , +2) ® có 5 AOd 

        l = 3 ® m_l chỉ có 7 giá trị (-3,-2,-1,0,+1,+2,+3) ® có 7 AOf 

¨      Số lượng tử spin m_s

§  Số lượng tử spin đặc trưng cho chuyển động quay xung quanh trục riêng của electron .

§  Số lượng tử spin chỉ có 2 giá trị  +1/2 và -1/2 được kí hiệu tương ứng bằng 2 mũi tên lên () và xuống () ứng với 2e trong 1 AO .

    II. BÀI TẬP

          1. Xác định 2 nguyên tử mà electron cuối cùng có các số lượng tử

                   a.  n = 3 ; l = 1 ; m_l =-1 ; m_s = -1/2

                   b.  n = 2 ; l = 1 ; m_l = +1 ; m_s = +1/2

          2. Cho 2 nguyên tố A , B đứng kế tiếp nhau trong hệ thống tuần hoàn . Hai electron

               cuối cùng của chúng có đặc điểm .

-         Tổng số (n + l) bằng nhau , trong đó số lượng tử chính của A lớn hơn số lượng tử chính của B .

-         Tổng đại số của 4 số lượng tử của electron cuối cùng trên B là 4,5 .

a. Hãy xác định bộ 4 số lượng tử của electron cuối cùng trên A , B và xác định

    nguyên tố A , B .

b. Hợp chất X tạo bởi A , Cl , O có thành phần trăm theo khối lượng lần lượt

    là 31,83% ; 28,98% ; 39,18% . Xác định CTPT của X . Biết rằng các

    electron chiếm obitan từ giá trị nhỏ nhất của số lượng tử m_l .

          3. Xác định nguyên tử mà eletron cuối cùng có 4 số lượng tử thỏa mãn điều kiện :

              n + l = 3  và  m_l + m_s = +1/2  .

           4. Xét nguyên tử mà nguyên tố có electron cuối cùng có 4 số lượng tử

                   a. n = 3  ,  l = 2  ,  m_l = -1  ,  m_s = +1/2

                   b. n = 3  ,  l = 2  ,  m_l = -1  ,  m_s = -1/2

                 Có tồn tại cấu hình này hay không ? Giải thích tại sao ?

          5. Tổ hợp các obitan nào sau đây là đúng ? Tổ hợp nào không đúng ? Vì sao

                   (1) n = 3 , l = 3 , m_l = 0

                   (2) n = 2 , l = 1 , m_l = 0

                    (3) n = 6 , l = 5 , m_l = -1

                   (4) n = 4 , l = 3 , m_l = -4

          6. Cho nguyên tử của 2 nguyên tố A và B có electron ngoài cùng có 4 số lượng tử

     lần lượt sau :

                   n = 4 , l = 0 , m_l = 0 , m_s = +1/2

                   n = 3 , l = 1 , m_l = -1 , m_s = -1/2

               Viết cấu hình electron của nguyên tử , xác định nguyên tố kim loại , phi kim .

          7. Electron cuối cùng phân bố vào các nguyên tử của các nguyên tố A , B lần lượt

    đặc trưng bởi 4 số lượng tử

                             A : n = 3 , l = 1 , m_l = -1 , m_s = +1/2

                             B : n = 3 , l = 1 , m_l = 0 , m_s = -1/2

                   a. Xác định vị trí của A , B trong BTHHH

                   b. Cho biết loại liên kết và công thức cấu tạo của phân tử AB₃ .

------------------

* Số lượng tử chính n 

 + Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron :

n	1	2	3	4	5	6	7
Lớp	K	L	M	N	O	P	Q

* Số lượng tử orbitan l  ( Số lượng tử phụ)

n	l	Dạng orbitan
1	0	s
2	0 1	s p
3	0 1 2	s p d
4	0 1 2 3	s p d f

* Số lượng tử từ m_l 

+ Có thể nhận các giá trị từ

             ⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của m_l

+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo

n	l	ml
1	0 (s)	0                                     có 1 đơn vị orbitan
2	0 (s) 1 (p)	có 4 đơn vị orbitan   0                                      -1, 0, +1
3	0 (s) 1 (p) 2 (d)	0 -1, 0, +1                         có 9 đơn vị orbitan -2, -1, 0, +1, +2
4	0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)	0                                                                                        có16 đơn vị orbitan   -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2              -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

* Số lượng tử spin m_s (đơn giản gọi là spin)

Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n,l,m_l,m_s

2.3.5.  Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử

Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:
+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống
+ Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi

* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng)

VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d

* Thứ tự năng lượng đó là: 1s²<2s²<2p⁶<3s²<3p⁶<4s²<3d¹⁰<4p⁶<5s²<4d¹⁰<5p⁶<6s²<4f¹⁴≃5d¹⁰<6p⁶<7s²

Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn np

- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau:

      + Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn

       dần. Vd:

      + Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số

       n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd:

* Quy tắc Hund

“ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số electron độc thân là tối đa)

Chú ý:

            + Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron từ trái sang phải và giá trị

                 +Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần là

         +Cấu hình electron bền thể hiện ở các:

       ⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd

             VD: + Cr (Z=24)

                  Cấu hình dự đoán: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²

                  Cấu hình thực tế: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹

                +Cu (Z=29): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

    

2.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn

2.4.1. Định luật tuần hoàn

Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm 1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:

“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố hóa học biến đổi tuần hoàn theo                                         ”

2.4.2. Hệ thống tuần hoàn

Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu kỳ và 8 nhóm:

2.4.2.1. Chu kỳ

- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng với trị số lượng tử chính n.

            VD: Li (Z=3): 1s²2s¹ Chu kỳ 2

- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một khí hiếm.

* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)

+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố

                              H                            He

                             1s¹                           1s²

Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim

+ Chu kỳ 2 (n=2)

Có cấu hình tim là: [He]

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)

Có cấu hình tim là: [Ne]

Hoàn toàn giống chu kỳ 2

         ₁₁Na     ₁₂Mg    ₁₃Al…………..…..₁₈Ar

        3s¹          3s²      3s²3p¹…………….3s²3p⁶

* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)

Mỗi chu kỳ lớn được chia làm    hàng trong dạng bảng ngắn.

Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp                                    và phân lớp

Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là

+ Chu kỳ 4 (n=4)

Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d))

 ₁₉K         ₂₀Ca        ₂₁Sc……………….…₃₀Zn ₃₁        Ga…………….₃₆Kr

 4s¹           4s²        3d¹ 4s²………………...3d¹⁰4s²      3d¹⁰ 4s²4p¹……..3d¹⁰4s²4p⁶

                        Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất

Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s¹3d⁵) và Cu(4s¹3d¹⁰) chứ không phải Cr(4s²3d⁴) và Cu(4s²3d⁹)

+ Chu kỳ 5 (n=5)

Giống chu kỳ 4

 ₃₇Rb          ₃₈Sr      ₃₉Y………………….₄₈Cd             ₄₉In…………….₅₄Xe

  5s¹                 5s²      4d¹5s²………………..4d¹⁰5s²     4d¹⁰5s² 5p¹ ……..4d¹⁰5s²5p⁶

 

                       Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai

Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy

+ 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 ô với nguyên tố Lantan. Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng.

₅₅Cs      ₅₆Ba      ₅₇La*        ₇₂Hf……………₈₀Hg            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)

Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6.

Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ Actini)  (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp tư (6d)

2.4.2.2. Nhóm

- Là tập hợp các nguyên tố có                                bằng nhau (nên có tính chất                    giống nhau). Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3 phân nhóm phụ.

            + Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA

               Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử

                thuộc phân lớp                          (có 8 phân nhóm chính)

           + Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB

               Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử

               thuộc phân lớp

⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn cấu hình electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó.

2.4.2.3. Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn

- Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn.

- Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố). Nó xác định số electron trong lớp vỏ nguyên tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố.

⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đó.

2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử

2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử

* Theo chu kỳ

- Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì

- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ.

VD: Chu kỳ II

Nguyên tử	Li	Be	B	C	N	O	F
Bán kính, Ångström(Å)	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 Actinôit)

VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV

Nguyên tử	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
(Å)	1,6	1,46	1,31	1,25	1,29	1,26	1,25	1,24	1,28	1,33

* Theo nhóm

- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do

VD: Đối với phân nhóm chính IA

Nguyên tử	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Bán kính,(Å)	1,52	1,86	2,31	2,44	2,62	2,7

- Phân nhóm phụ: 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 Lantanoid nói trên gây ra.

Phân nhóm phụ IVB
Nguyên tử	Bán kính ()
Ti	1,46
Zr	1,57
Hf	1,57

VD:

2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)

? Định nghĩa

                   Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái

                   khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)

* Đối với những nguyên tử nhiều electron

                   X – 1e^- →X⁺: I₁ Năng lượng ion hóa thứ nhất

                   X⁺ -1e^- →X²⁺: I₂ Năng lượng ion hóa thứ hai

                   X²⁺ -1e^- →X³⁺: I₃ Năng lượng ion hóa thứ ba

                                 Với I₁<I₂<I₃…..

2.5.3. Ái lực với electron: (E)

? Định nghĩa

                     Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một

                     nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm.

VD: H(k) + e = H^-   +  0,756eV

? Nhận xét

- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì                           )

- Các nguyên tố Halogen: ns²np⁵ có ái lực electron lớn nhất (vì                                        )

- Các nguyên tố có cấu hình: s²p⁶ hay p³ có E nhỏ thậm chí âm vì

2.5.4. Độ âm điện ()

? Định nghĩa

                     Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử

                     hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học. VD:  Trong

                     phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía Clo.

                 ⇒ Một phi kim mạnh có độ âm điện  lớn (Halogen là lớn nhất)

                      Một kim loại mạnh có độ âm điện nhỏ (Kim loại kiềm là nhỏ nhất)

? Biến đổi

* Chu kỳ

Độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải vì

* Phân nhóm chính

Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì

2.5.5. Số oxi hóa

* Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo ion có cấu hình bền (ns²np⁶ hay ns²np⁶nd¹⁰)

+ Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương

+ Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm.

⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là bằng số nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8.

? Biến đổi

Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm I) đến +7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ -4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII.

2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim

? Định nghĩa

·        Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương (cation).

⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Li (1s²2s¹) có tính kim loại mạnh hơn F (1s²2s²2p⁵)

·        Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành ion âm (anion).

⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.

? Biến đổi

*Theo chu kỳ

Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm cho khả năng nhường electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng nên tính phi kim tăng.

* Theo nhóm

Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.

Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường electron tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.