Chương 2 BẢNG TUẦN HOÀN và ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

15 32 0
  • Loading ...
1/15 trang

Thông tin tài liệu

Ngày đăng: 14/09/2019, 15:11

Chương 2 BẢNG TUẦN HOÀN và ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN dành cho học sinh lớp chuyên, học sinh ôn học sinh giỏi lớp 10. bao gồm quy luật tuần hoàn, năng lượng ion hóa, so snahs bán kính nguyên tử vfa ion, độ âm điện, tính axitbazo CHUYÊN ĐỀ BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HỐ HỌC A KIẾN THỨC CẦN NẮM VỮNG I BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HỐ HỌC Nguyên tắc xếp nguyên tố hoá học Các nguyên tố hoá học xếp vào bảng tuần hoàn dựa hệ nguyên t ắc sau: a) Các nguyên tố xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân b) Các ngun tố có số lớp electron nguyên tử x ếp Z thành m ột hàng ngang (chu kì) c) Các ngun tố có số electron hố trị (electron có kh ả tham gia vào trình hình thành liên kết hố học) xếp thành cột (nhóm) 2, Cấu tạo bảng tuần hồn ngun tố hố h ọc 1.Ơ ngun tố Mỗi ngun tố hố học xếp vào ô bảng, gọi ô nguyên t ố Số thứ tự nguyên tố = Z = 2n = 2e Chu kì Chu kì dãy nguyên tố mà nguyên tử chúng có s ố l ớp electron, đ ược s ắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần Số thứ tự chu kì = Số lớp electron | Bảng tuần hồn có chu kì • Chu kì nhỏ: Có chu kì Chu kì 1: ngun tử H = He1 lớp electron (n= 1) Chu ki 2: nguyên tố Li = 10Ne2 lớp electron (n= 2) Chu kì 3: nguyên tố Na = 18A lớp electron (n = 3) • Chu kì lớn: Có chu kì Chu kì 4: 18 ngun tố 19K = 36K lớp electron (n = 4) Chu kì : 32 nguyên tố Rb = 54Xe l ớp electron (n= 5) Chu kì 6: 32 nguyên tố ssCs = 86Rn lớp electron (n= 6) Chu kì có 23 ngun tố gìFr – ngun tố thứ 110: lớp electron (n=7) - Ở chu kì 5, 14 ngun tố sau La (có Z từ 58 + 71) đ ược đ ưa kh ỏi bàng, l ập thành h ọ Lantan Ở chu kì 6, 14 nguyên tố sau Ác (có Z từ 90 – 103) đ ược đ ưa kh ỏi hàng lân thành họ Actini Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố tập hợp nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron t ương t ự nhau, có tính chất hố học gần giống xếp thành c ột Nguyên từ ngun nhóm có số electron hố trị b ằng số thứ tự nhóm (trừ số trường hợp ngoại lệ) Bảng tuần hoàn có 18 cột chia thành nhóm A đánh số t IA đ ến VIIIA nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB Mỗi nhóm cột, riêng nhóm VIIIB gồm c ột • Nhóm A (Nhóm chính) Gồm ngun tố s p Khối nguyên tố s gồm nguyên tố nhóm IA nhóm IIA Nguyên tố s nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối đ ược ền vào phân lớp s Thí dụ: Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Mg (Z = 12): 1s22s22p6 3s2 Khội nguyên tố p gồm nguyên tố thuộc nhóm từ IIIA đến VIIIA (tr He) Nguyên tố p nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối ền vào phân lớp p Thí dụ: Al (Z = 13): 1s2 2s22p6 3s2 3p1 Nguyên tử nguyên tố thuộc nhóm A có cấu electron ngồi ns x npy Số thứ tự (STT) nhóm A = x + y Thí dụ: K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 = K thuộc nhóm IA • Nhóm B (Nhóm phụ) Gồm nguyên tố d f Nguyên tố d nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối đ ược ền vào phân lớp d Nguyên tử nguyên tố d có cấu hình electron hố trị: (n - )d x nsy Số thứ tự nhóm xác định sau: + Nếu 10 = STT nhóm = (x +y) - 10 Thí du: Cr (Z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Cr thuộc nhóm VIB +1 = Ni (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ni thuộc nhóm VIIIB Zn (Z = 30): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10  Zn thuộc nhóm IIB (10+ 2) - 10 = Khối nguyên tố f gồm nguyên tố xếp thành hai hàng cuối bảng Chúng g ồm 14 nguyên tố họ Lantan (từ Ce (Z = 58) đến Lu (Z = 71)) 14 nguyên t ố h ọ Actini (t Th (Z = 90) đến Lr (Z = 103) Nguyên tố f nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối ền vào phân lớp f Chú ý: Với nguyên tử có cấu hình phân lớp ngồi (n – 1) da nsb b ln ln băng 2, a chọn giá trị từ 1 10 Trừ hai trường hợp sau: a + b = thay a = b =2 phải viết a = b =1 ( hi ện t ượng "bán bão hòa g ấp phân lớp d") a + b = 11 thay a = b = phải viết a = 10 b = (hi ện t ượng "bão hòa g ấp phân lớp d") - Hai nguyên tố A B thuộc nhóm hai chu kì liên ti ếp (tr Li) ln cách 18 Thơng th ường tốn cho thêm tổng s ố h ạt proton (ho ặc điện tích hạt nhân) A B (chẳng hạn m) Khi đ ể tìm ZA Z B (ZA ZB) ta việc giải hai hệ phương trình sau, lựa chọn nghiệm phù hợp - Nếu A B thuộc hai nhóm liên tiếp ta xét hai kh ả +) Trường hợp 1: A, B thuộc chu kì t ức ta có h ệ: +) Trường hợp 2: A, B không thuộc chu kì Khi chúng cách ơ; ô; 176 19 ô Như ta cần tìm nghiệm phù hợp hệ ph ương trình sau: (I); (II) (III) ; (IV) Nếu chứng minh A, B thuộc chu kì nhỏ ta ch ỉ việc gi ải hệ (I) (II) ZA - ZB = ( Chu kì nhỏ ) ZA - ZB = 18 ( Chu kì lớn ) ZA - ZB = ZA - ZB = ( chu kì nhỏ ) ZA - ZB = ZA - ZB = 17 (chu kì lớn) ZA - ZB = 19 Nếu đề cho A B thuộc nhóm c ứ vào ph ương trình ZA + Zn = m ta tìm giá trị phù hợp ZA ZB suy giá trị Z lại II SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HỒN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÍ CỦA CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC Cấu hình electron Sự biến đổi tuần hồn cấu hình electron lớp ngồi nguyên tử nguyên t ố điện tích hạt nhân tăng dần nguyên nhân sat bi ến đổi tu ần hồn tính ch ất nguyên tố Mức lượng 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Chu kì Lớp electron 8 18 18 32 Dự đốn 32 a.Cấu hình electron ngun tử nguyên tố nhóm A (nguyên t ố s ngun t ố p) Nhóm Chu kì IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He 1s1 1s2 Li Be B C N O F Ne 2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 Na Mg Al Si P S Cl Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 4s1 4s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 5s1 5s2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6 Cs Ba Ti Pb Bi Po At Rn 6s1 6s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6 Fr Ra 7s1 7s2 ns1 Ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 - Công thức tổng quát nsanpb n: số thứ tự chu kì (a + b) số thứ tự nhóm Cấu hình electron lớp ngồi ns gọi nguyên tố s (nh óm IA IIA) Cấu hình lớp ngồi ns np gọi ngun tố p (nhóm III A đến VIIIA) - Sau chu kì, cấu hình electron nguyên tử nguyên tố nhóm A l ớp ngồi lặp lại chu kì trước Ta gọi s biến đổi tuần hoàn - Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình electron lớp ngồi c ả ngun t nguyên t ố nguyên nhân biến đổi ( 11 hồn tính chất nguyên t ố - Sự giống cấu hình electron lớp ngồi nguy ên tử ngun nhân giống tính chất hố học ngun tố m ột nhóm A Cấu hình electron nguyên tử nguyên tố nhóm B (nguyê n tố d nguyên tố f) Nhóm IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IA IIA Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Ac Rf Db 106 107 108 109 110 d1s2 d2s2 d3s2 - Công thức tổng quát (n - 1)da nsb d5s1 d5s2 d6s2 d7s2 d8s2 d10s1 d10s2 Chu kì n : số thứ tự chu kì b: luôn 2, a từ đến 10, trừ hai tr ường h ợp sau: a + b = thay a = 4; b = phải đổi a = 5; b = a + b = 11 thay a = ; b = phải đ ổi a = 10 ; b = - Từ chu kì chu kì, sau bão hồ phân l ớp ngo ài ns2, electron phân bố vào phân lớp (n – 1) thuộc sát lớp ngồi - Cấu hình electron số nguyên tố C, Cr, Pd có ngo ại l ệ đ ối v ới s ự s ắp x ếp lớp ngồi để có cấu hình electron bền Ví dụ: Cu có Z = 29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 (đáng lẽ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 ) electron ngồi nhảy vào lớp để có mức bão hồ) Cr có Z = 24: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 (đáng lẽ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 có cấu hình để đạt mức bán bão hồ) Năng lượng ion hố Năng lượng ion hoá thứ (I1) chia nguyên tử lượng tối thiểu cần để | tách electron thứ khỏi nguyên tử trạng thái Năng lượng ion hố tính kJ/mol electron - von (viết tắt eV) eV = 1,602.10-19 J Thí dụ: H – H+ + 1e I1 = 1312 kJ/mol Ca – Ca+ + l e I1 = 590 kJ/mol Trong chu kì, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, lực liên kết gi ữa h ạt nhân electron lớp tăng, làm cho lượng ion hố nói chung tăng theo Thi du: Chu kì Năng lượng ion hóa I1 (KJ/mol) Li 520 Be 889 B 801 C 1086 N 1402 O 1314 F 1681 Trong nhóm 4, theo chiều tăng điện tích h ạt nhân, khoảng cách electron lớp đển hạt nhân tăng, lực liên kết gi ữa h ạt nhân clectron lớp ngồi giảm, làm cho lượng ion hố nói chung giảm Thí dụ Nhóm IA Năng lượng ion hóa I1 (KJ/mol) H 1312 Li 520 Na 497 K 419 Rb 403 Cs 376 Vậy: Năng lượng ion hoá thứ nguyên từ nguyên tố nhóm A bi ến đ ổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tịch hạt nhân, Năng lượng ion hoá thứ 2, thứ kí hiệu I, I, lượng c ần thiết đ ể tách electron thứ 2, khỏi ion tương ứng Giá trị chúng l ớn h ơn l ượng ion hoá thứ không theo quy luật lượng ion hố th ứ Thí dụ: Biết lượng ion hoá thứ (I) K (Z= 19) nh ỏ h ơn so v ới Ca (Z= 20); ngược lại lượng ion hoá thứ hai (19) K lại lớn h ơn Ca Hãy gi ải thích t ại có ngược đó, Giai K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2  Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Việc tách electron khỏi phân lớp chưa bão hoà 4s nguyên tử K dễ việc tách electron khỏi phân lớp bão hoà 4s nguyên tử Ca nên I1 (K) < I1 (Ca) Tuy vậy, electrron K+ có cấu hình electron bền vững khí trơ Ar nên việc bắt tiếp electron từ cấu hình bền vững K + phải tiêu tốn lượng nhiều so với việc bắt tiếp electron từ cấu hình bền c Ca 2+ Vì vậy: I2 (K)>12 (Ca) Tuy nhiên, có số ngoại lệ từ nhóm IIA đến nhóm IIIA, nh từ VA đến VIA lại có giảm lượng ion hố Thí dụ: I1 (B) = 801 (kJ/mol)< I1 (Be) 899 (kJ/mol) ZB =5 > ZBe = Điều giải thích việc tách electron từ phân l ớp p1 chưa bão hoà nguyên tử B dễ việc tách electron từ phân lớp 2s bão hoá nguyên tử Be Ái lực electron Là lượng tỏa hay hấp thụ nguyên tử trung hoà trạng thái nhận electron để trở thành ion mang điện - nằm tr ạng thái Như vậy, lực electron hiệu ứng lượng trình: A (khí) +e A- (khí) Kí hiệu lực electron E Ai lực electron mol nguyên tử đ ược tính kJ/mol eV Người ta quy ước đặt dấu (-) cho lực electron có toả lượng dâu (+) có hấp thụ lượng từ bên Phần lớn ngun tố hố học có lực electron âm, nh ưng nguyên t ố nhóm IIA, IIB khí trơ có lực electron dương Quy luật biến thiên electron theo chiều tăng điện tích hạt nhân ngun tử ngun tố hố học khơng thật rõ rệt quán quy luật tìm th đ ối với độ âm điện lượng ion hố Nhó m Chu kỳ H 73 Li Be - 19 60 10 11 12 13 14 15 16 17 18 He 21 B C N O F Ne -27 - - 29 12 14 328 Si S Na Cl Mg Al - P Ar 19 -43 13 -72 20 35 53 349 Se K Sc V Cr Ni Cu Ge Br Ca Ti Fe Co Zn Ga As Kr - - Mn - 10 -8 -16 -64 47 -29 -78 19 39 48 18 51 64 112 118 116 325 Ru Ag Te Rb Y Zr Nb Mo Tc Rh Sn Sb I Pd - Cd In Xe - Sr - - - - 10 -54 12 32 -29 19 41 47 30 41 86 72 53 110 116 103 295 Os Ir Pt Au Po Cs Ta W Re At - - - - Hg Tl Pb Bi Rn - Ba Lu Hf - - 10 15 20 22 61 -20 -35 -91 18 41 45 31 79 14 270 3 Fr Uu Uu Uu - Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Fl Lv Uuo t p s 44 Bảng tuần hoàn lực điện tử, theo kJ/mol Tuy nhiên, rút số nhận xét sau đây: - Nhìn chung phi kim có lực electron mang dấu âm v ới giá tr ị ệt đ ối l ớn kim loại Các halogen có lực electron âm với giá tr ị ệt đối l ớn h ơn nguyên tố khác bảng tuần hồn, nhóm ngun tố để thu thêm electron Khí có lớp electron ngồi bão hồ (hoặc giả bão hồ), chúng khó thu thêm electron nên có lực electron dương - Trong phần lớn trường hợp, nhóm A, theo chiều tăng c ện tích | hạt nhân lực electron âm có giá trị tuyệt đối giảm dần - Trong chu kì, nhìn chung giá trị tuyệt đối l ực electron âm tăng dân theo tăng điện tích hạt nhân Nhưng khí lại có l ực electron d ương Độ âm điện Độ âm điện nguyên tử đặc trưng cho khả hút electron c nguyên tử tạo thành liên kết hố học -Trong chu kì, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, đ ộ âm điện c nguyên từ nguyên tố tăng dân -Trong nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, đ ộ âm điện nguyên tử nguyên tố thường giảm dần 2 Bán kính ngun tử Trong chu kì, ngun từ nguyên tố có số lớp electron, nh ưng diện tích hạt nhân tăng lực hút hạt nhân với electron lớp tăng theo, kinh nguyên tử nói chung giảm dần Trong nhóm A , theo chiều từ xuống dưới, số lớp electron tăng dần, bán kinh nguyên tử nguyên tố tăng theo, điện tích hạt nhân tăng nhanh Vậy: Bán kính nguyên tử ngun tố nhóm A biến đổi tuần hồn theo chiếu tăng điện tích hạt nhân *Bán kính ion nguyên tử + Bán kính cation nhỏ bán kính nguyên tử tương ứng Giải thích: Khi electron bị khơng tương tác đẩy với electron khác electron lại nguyên tử bị hút mạnh phía hạt nhân => làm cho bán kính ion bị co lại Sự giảm kích thước ion đặc biệt lớn lớp electron bị *Cách giải thích sâu* Cation hình thành nguyên tử electron  số chắn  electron giảm  điện tích hiệu dụng hạt nhân Z* tăng  bk Cation bé bk nguyên tử Ví dụ r, Ao Ti2+ Ti3 + Ti V 1.46 0.90 0.6 V2+ V3+ V4+ 1.31 0.8 0.7 0.6 + Bán kính anion lớn bán kính nguyên tử tương ứng *Giải thích: Khi nguyên tử biến thành anion, electron nhận them vào làm tang tương tác đẩy electron – electron => làm cho kích thước ion tăng them *Cách giải thích sâu: Anion hình thành nguyên tử nhận elctron  số chắn  elctron tăng  điện tích hiệu dụng hạt nhân Z* giảm  bk Anion lớn bk nguyên tử N N3- O O2- r, Ao 0.7 1.7 0.6 1.40 0.6 Ví dụ F F1.3 Ngồi việc so sánh bán kính nguyên tử với nhau; ion với nhiều tập có so sánh xếp hỗn hợp nguyên tử ion với Để so sánh được, ta cần vào đặc điểm số lớp electron điện tích hạt nhân nguyên tử ý vào số quy luật sau: rcation < rnguyên tử < ranion tạo thành từ nguyên tố 2 Các ion điện tích có cấu tạo eletron tương tự nhau: tăng số lớp vỏ electron, bán kính tăng Đó trường hợp ion điện tích nguyên tố phân nhóm Đối với ion đẳng electron (cùng số electron): Bán kính giảm tăng điện tích Quy luật áp dụng cho ion ngun tố chu kỳ có điện tích điện tích nhóm Sự giảm bán kính ion dương xảy mạnh Các ion có lớp vỏ electron khí trơ có bán kính lớn ion có phân lớp vỏ d ngồi chưa bão hòa • Đối với ion điện tích (điện tích ion): biến thiên bk ion giống biến thiên bk nguyên tử Trong chu kỳ, ion điện tích ngun tố d có bán kính giảm dần (hiệu ứng giảm bán kính ion nguyên tố d gọi "sự co d" tăng số electron phân lớp vỏ (n-1)d Trong chu kỳ, bán kính ion điện tích nguyên tố f giảm dần (sự co f) Khi làm tập so sánh bán kính, cần tìm phần có bán kính lớn nhỏ để lựa chọn loại trừ đáp án trắc nghiệm Ví Dụ: Cho nguyên tử Li (Z = 7), Cl (Z=17) , Na (Z=23) , F (Z=9) Bán kính c ion xếp tăng dần theo th ứ tự ? A.Li+, Na+, F-, Cl- B Li+, F-, Na+, Cl- C F-, Li+, Cl-, Na+ D F-, Li+, Na+, Cl- Hướng dẫn: Giải thích: + Li+ : 1s2 + Na+: 1s2 2s2 2p6 + F-: 1s2 2s2 2p6 + Cl- : [Ne]3s2 3p6 Clo có số lớp electron nhiều nên bán kính lớn (Loại đáp án C) Li chắn có bán kính nhỏ số lớp e nhỏ (loại D) So sánh F - Na+ : Các ion có số electron, điện tích hạt nhân tăng nên bán kính nguyên tử giảm dần: F- > Na+ Vậy đáp án A: Li+ ,Na+ , F- ,Cl- II SỰ BIÊN ĐỘI TUẦN HỒN TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC, ĐỊNH LUẬT TUẦN HỒN Khi điện tích hạt nhân tăng dần, số electron lớp vỏ ngồi biên đơi m ột cách tuần hồn Đó ngun nhân làm cho tính chất nguyên tố bi ến đổi tu ần hoàn Sự biến đổi tuần hồn tính kim loại, tính phi kim - Tính kim loại tính chất nguyên tố mà nguyên tử đ ã nhường ectron để trở thành ion dương Nguyên tử nguyên tố dễ nh ường electron tính kim loại nguyên tố mạnh M → Mn++ ne - Tình phi kim tính chất ngun tố mà nguyên t đ ể nh ận electron để trở thành ion âm Nguyên tử ngun tố dễ nh ận electron tính phi kim nguyên tố mạnh X + ne → Xn- Trong chu kì, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, tỉnh kim lo ại c nguyên tố giảm dần, đồng thời tinh phi kim tăng dân Giải thích: Trong chu kì, theo chiều tăng điện tích h ạt nhân (t trái sang phải) lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng th ời bán kính nguyên t giảm dần = khả nhường electron giảm dần (tính kim loại giảm d ần), đồng th ời khả nhận electron tăng dần (tính phi kim tăng dần) -Trong nhóm 4, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, tính kim lo ại chia nguyên tố tăng dần, đồng thời tinh phi kim giảm dần, | Giai thich: Trong nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân (từ xuống dưới) th ì lượng ion hóa, độ âm điện giảm dần đồng thời kính nguyên tử tăng dân khả nh ường electron tăng dân (tỉnh kim loại tăng dần), đồng thời khả nhận electron gi ảm d ần (tính phi kim giảm dần) - Nhận xét: Tính kim loại, tinh phi kim nguyên tố nhóm A biến đ ổi tu ần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân Tính chất Định nghĩa Bán kính nguyên tử Khoảng cách từ hạt nhân đến electron lớp ngồi Năng lượng ion hố thứ nguyên tử lượng tối thiểu cần để tách electron thứ khỏi nguyên tử trạng thái Ái lực electron nguyên tử lượng toả hay hấp thụ nguyên tử kết hợp thêm electron để biến thành ion âm Độ âm điện nguyên tố đặc trưng cho khả hút electron nguyên Năng lượng ion hoá Ái lực electron Độ âm điện Sự biến đổi tuần hoàn Trong chu kì Trong nhóm A Giảm dần Tăng dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần Giảm dần tử phân tử Tính kim loại đặc trưng Tính kim khả nguyên tử nguyên tố dễ loại nhường electron để trở thành ion dương Tính phi kim đặc trưng khả Tính phi kim nguyên tử nguyên tố dễ thu electron để trở thành ion âm Giảm dần Tăng dần Tăng dần Giảm dần Sự biến đổi hóa trị ngun tố Trong chu kì, từ trái sang phải, hóa trị cao nguyên tố v ới oxi l ần lượt tăng từ đến 7, hóa trị với hiđro phi kim gi ảm t đ ến Nhóm I II III IV V VI VII VIII R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 RO4 Hợp chất với hiđro RH RH2 RH3 RH4 RH3 RH2 RH (RH8-n) Rắn Rắn Rắn khí khí Khí Khí Oxit cao (R2On ) Nhận xét: Hóa trị cao nguyên tố oxi, hóa trị với hidro chia phi kim biến đội tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân Sự biến đổi tính axit - bazơ oxit hiđroxit tương ứng * Tính axit - bazơ oxit hiđroxit - Oxit hiđroxit kim loại thường thể tính bazơ, oxit hiđro xit phi kim thể tính axit - Hiđroxit kim loại M(OH), có tính bazơ vì: (HO)n-1-M O H  (HO)n-1-M+ + OHM nguyên tố kim loại, có xu hướng nhường electron, có electron chung c liên kết M - bị lệch nhiều phía nguyên tử oxi  phân cực liên kết M – O tăng phân cực liên kết - giảm Do nhóm OH có xu hướng tách với cặp electron dùng chung liên kết M - O (tức phân li anion hiđroxyl OH-)  có tính bazơ -Hiđroxit phi kim R(OH), có tính axit vì: (HO)n-1R OH  (HO)n-1RO- + H+ R nguyên tố phi kim, có xu hướng hút cặp electron dùng chung lie k ết R – v ề phía R, làm giảm phân cực liên kết R-0 tăng s ự phân c ực c liên k ết O - H Do ion H+( proton) dễ bị tách  có tính axit 4) Sự biến đổi tính axit-bazơ oxit hiđroxit: Trong chu kì theo chiều tăng điện tích h ạt nhân, tính baz c oxit hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit chúng tăng d ần • Trong nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính baz oxit hiđroxit tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit chúng gi ảm d ần - Có thể tóm tắt biến đổi tuần hồn tính chất ngun t ố m ột chu kì, nhóm (chủ yếu ngun tố nhóm A) Bán kính ngun tử (r) Độ âm điện Tính kim loại Tính phi kim Năng Tính lượng bazơ ion hóa thứ Tính axit Chu kỳ(trái qua phải) Nhóm A(trên xuống dưới) Nhận xét: Tính axit - bazơ oxit hiđroxit tương ứng nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử Định luật tuần hồn Tính chất ngun tố đơn chất thành phần tính ch ất có h ợp chất tạo nên từ nguyên tố biến đổi tuần hồn theo chiều tăng cle ện tích h ạt nhân nguyên lử IV Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC Quan hệ vị trí cấu tạo nguyên tử Biết vị trí nguyên tố bảng tuần hồn, ta suy l ạo nguyên tử nguyên tố ngược lại (xem sơ đồ sau): Vị trí Cấu tạo nguyên tử  Từ cấu tạo nguyên tử xác định vị trí ngun tố b ảng tu ần hồn - Dựa vào số hiệu nguyên tử viết cấu hình electron nguyên tử nguyên tố - Số thứ tự ô nguyên tố số hiệu nguyên tử (Z) Số thứ tự chu kì số lớp electron (n) - Số thứ tự nhóm: + Nhóm A: [Khí hiếm] nsa npb (a 1, b6) | (Nguyên tố nhóm A nguyên tố s 0) + Số thứ tự nhóm A (a + b), (tổng số electron hoá trị = electron l ớp ngồi cùng) + Nhóm B: [Khí hiếm] (n - 1)da nsb (1 a10; b = 1,2) (Nguyên tố nhóm B nguyên tố d ) + Số thứ tự nhóm B bằng: STT = a + b a + b
- Xem thêm -

Xem thêm: Chương 2 BẢNG TUẦN HOÀN và ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN, Chương 2 BẢNG TUẦN HOÀN và ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Từ khóa liên quan

Gợi ý tài liệu liên quan cho bạn