Vì số electron ngoài cùng biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, nên tính chất hoá học của các nguyên tố được quyết định bởi số electrron lớp ngoài cùng.
Tính chất của các nguyên tố được chia thành 2 nhóm;
+ Nhóm 1: Là những tính chất biến đổi tuần hoàn, nhóm này tính chất phụ thuộc trực tiếp vào cấu hình e của nguyên tử (tức là phụ thuộc vào số e của lớp ngoài cùng).
+ Nhóm 2: Là những tính chất biến đổi không tuần hoàn, nhóm này phụ thuộc đơn điệu vào số đơn vị điện tích hạt nhân Z. Những tính chất thuộc nhóm 2 không nhiều như sự biến đổi số sóng của quang phổ tia X, nhiệt dung nguyên tử, khối lượng nguyên tử, khối lượng riêng, ...
6.2.1.Tính chất hoá học a) Tính chất hoá học
* Kim loại: Là những nguyên tố mà nguyên tử của chúng nhường electron hoá trị trong các phản ứng hoá học để trở thành ion dương
Chú ý: Nguyên tử kim loại không thể thu thêm electron để trở thành ion âm.
Kí hiệu kim koại là M, ta có:
M - 1e → Mn+ ; (n = 1 → 3) Ví dụ 5: Na -1e → Na+
Mg -2e → Mg2+
Al - 3e → Al3+
Nguyên tử của nguyên tố M càng dễ nhường electron hóa trị để trở thành ion dương, nguyên tố M càng có tính kim loại mạnh.
* Phi kim: Là những nguyên tố mà nguyên tử của chúng thu thêm electron vào lớp ngoài cùng khi tham gia phản ứng hóa học để trở thành ion âm
Nếu kí hiệu phi kim là X, ta có:
X + me → Xm-; (m hầu hết bằng 1) Ví dụ 6: Cl2+e→ Cl −
2
1
.... .... .... .... ....
Nguyên tử của nguyên tố X càng dễ nhận electron vào lớp ngoài cùng, nguyên tố đó càng có tính phi kim mạnh.
b) Quy luật biến thiên trong hệ thống tuần hoàn
* Trong chu kì:
Theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích dương hạt nhân Z (theo chiều từ trái sang phải của chu kì), tính kim loại giảm, tính phi kim tăng.
Ví dụ 7: Chỉ rõ sự biến thiên tính chất hóa học của các nguyên tố trong chu kì 3, chu kì 4 để minh họa quy luật về sự biến đổi tính chất của các nguyên tố trong chu kì. Hãy so sánh mức độ biến đổi tính chất của chu kì 3 và chu kì 4.
Trả lời
BẢNG 2.5. Tính chất của các nguyên tố chu kì 3 Nguyên
tố 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
Tínhchất
Kim loại điển hình
Kim loại mạnh
Kim loại hoạt động
Phi kim rất yếu
... ...
... Phi kim trung
bình
phi kim điển
hình
khí hiếm
Bảng 2.6. Tính chất của các nguyên tố chu kì 4 Nguyên
tố 19
K 20Ca 21Sc. ....30Zn 31Ga 32Ge 35Br 36Kr Yính chất Kim
loại điển hình
Kim loại mạnh
Kim loại
chuyển tiếp Kim
loại Phi kim
rất yếu Phi kim điển hình
Khí hiếm
Từ các thông tin đưa ra ở bảng 2.5 và 2.6: Nhận thấy sự biến đổi tính chất của các nguyên tố trong mỗi chu kì trên phù hợp với quy luật chung.
So sánh hai bảng ta thấy sự biến đổi trong chu kì 4 xảy ra chậm hơn so với trong chu kì 3, là do ở chu kì 4 xuất hiện 10 nguyên tố chuyển tiếp họ d ( từ
21Sc →30Zn)
Để chuyển từ kim loại sang phi kim:
+ Chu kì 3 chỉ qua 3 nguyên tố, từ 12Mg đến 14Si.
+ Chu kì 4 phải qua 13 nguyên tố, từ 20Ca đến 32Ge.
* Trong phân nhóm chính
Theo chiều tăng của số đơn vị điện tích dương của hạt nhân (từ trên xuống), tính kim loại tăng, tính phi kim giảm.
Ví dụ 8: Từ sự biến đổi tính chất của hiđroxit của các nguyên tố nhóm IIA, chứng minh quy luật biến thiên tính chất của các nguyên tố trong nhóm,
Trả lời
Các hiđroxit của các nguyên tố nhóm 2 đều có công thức chung M(OH)2. Be(OH)2 axit yếu Tính 4Be Tính
Mg(OH)2 Kết tủa (↓) bazơ tăng 12Mg kim Ca(OH)2 ít tan 20Ca loại
Sr(OH)2 tan mạnh 38Sr tăng Ba(OH)2 tan mạmh 56Ba
HÌNH 6.2. Quy luật biến đổi tính bazơ của các M(OH)2
Quy luật biên đổi tính chất của các hiđroxit và tính chất của các nguyên tố trong nhóm IIA, hình 6.2
6.2.2. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử a) Khái niệm
Bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử được xác định bằng nửa độ dài liên kết cộng hóa trị đơn giữa hai nguyên tử cùng loại.
Ví dụ 9: Độ dài của liên kết cộng hóa trị đơn trong H2 là 0,74 A0, bán kính cộng hóa trị của H là:
0 0
,37 2 0
,74 0
2 A A
r H =d H−H = =
Với kim loại: Được xác định bằng 1/2 độ dài của khoảng cách ngắn nhất giữa 2 nguyên tử trong tinh thể kim loại.
0 0
,55 2 1
,10 3
2 A A
rLi =d Li−Li = =
Từ số liệu của bảng 2.7 cho thấy rõ quy luật biểu thị mối liên hệ giữa bán kính cộng hóa trị với vị trí của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn.
b) Quy luật biến thiên trong hệ thống tuần hoàn
* Trong chu kỳ
Trong chu kì khi số hiệu nguyên tử (Z) tăng thì bán kính cộng hoá trị(r) giảm vì Z tăng thì điện tích hiệu dụng (Z*) tăng, lực hút của hạt nhân đến e lớp ngoài cùng tăng.
BẢNG 2.7. Bán kính cộng hóa trị của một số nguyên tố (tính theo A0)
Nhóm I II III IV V VI VII VIII
Chu kì 1 H 0,37 Chu kì 2 Li
1,55 Be 1,12
B 0,98
C 0,91
N 0,92
O 0,66
F 0,64
Ne Chu kì 3 Na
1,90 Mg
1,60 Al
1,43 Si
1,32 P
1,28 S
1,27 Cl
0,99 Ar
Chu kì 4 K
2,35 Ca
1,97 Ga
1,41 Ge
1,37 As
1,39 Se
1,40 Br
1,14 Kr 1,11 Chu kì 5 Rb
2,48 Sr 2,15
In 1,66
Sn 1,62
Sb 1,59
Te 1,60
I 1,33
Xe 1,30
* Trong phân nhóm chính
Trong phân nhóm chính (nhóm A) theo chiều tăng dần của Z (từ trên xuống) thì bán kính cộng hóa trị tăng do có sự tăng số lớp electron.
6.2.2. Năng lượng ion hóa I (eV) a) Khái niệm
Năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của một nguyên tử là năng lượng cần thiết để tách một electron ra khỏi nguyên tử tự do ở thể khí ở trạng thái cơ bản.
Nếu nguyên tử có từ 2 electron trở lên thì ta có I1, I2, I3,.... Năng lượng ion hóa I2 là năng lượng cần thiết để tách e thứ hai ra khỏi cation mới được tạo thành.
Ví dụ 10: 2 1
2 2
1 )
(
( ) ,62 75
; 1
( ) ,39 5
;
1 I I
eV I
e Li Li
eV I
e Li Li k
>
⎪⎭→
⎪⎬
⎫
= +
→
= +
→
+ +
+
Ví dụ 11: H →H ++ 1 e; I 1 =IH = −E 1= −(− 13 ,6 ) 13 = ,6 (eV)
Với E1 là năng lượng liên kết của electron trong nguyên tử hiđro ở trạng thái cơ bản.
Từ ví dụ 10, thấy rằng năng lượng ion hoá I1 chính bằng năng lượng liên kết của electron với hạt nhân nhưng ngược dấu
Chú ý: Thường dùng đơn vị eV tính cho một nguyên tử, dùng đơn vị kcal/mol tính cho 1mol nguyên tử.
Dùng phép đổi đơn vị: 1 kcal = 2,62.1022 eV, ta có:
.10 22
,62 2 1 1kcal
eV =
Thay giá trị này vào năng lượng ion hoá I1 của Li, được:
=123, 88( / )
10 . ,62 2
/ tử ê 10
. ,022 6 . tử ê / 1 . ,39
=5 )
( 22
23
1 kcal nguy n nguy n mol kcal mol
Li I
kcal mol kcal mol
Li
I =1738 ,12 /
10 . ,62 2
/ ion .10 ,022 6 . ion / 62.
,
= 75 )
( 22
23
2
b) Quy luật biến thiên trong hệ thống tuần hoàn
BẢNG 2.8. Năng lượng ion hoá thứ nhất I1(kcal/mol)
NhÓM I II III IV V VI VII VIII
Chu kì 1 H
313 He
567 Chu kì 2 Li 124 Be 215 B
191
C 260 N 336 O 314
F 402
Ne 497 Chu kì 3 Na
119 Mg
176 Al 138 Si 188 P 254 S
239 Cl
300 Ar
363 Chu kì 4 K 100 Ca 142 Ga
138
Ge 187 As 231
Se 225
Br 273
Kr 323 Chu kì 5 Rb 96 Sr
131 In 152 Sn
169 Sb 199 Te
208 I
241 Xe
280
Từ số liệu của bảng 2.8 cho thấy quy luật sau:
* Trong chu kì
Trong một chu kì theo chiều tăng điện tích hạt nhân Z năng lượng ion hoá I1 tăng.
* Trong phân nhóm chính
Trong một phân nhóm chính đi từ trên xuống dưới năng lượng ion hoá I1 giảm.
Ví dụ 12: Hãy chỉ ra và giải thích các trường hợp trái quy luật của số liệu ở trong bảng 2.8.
Trả lời
Có các trường hợp trái quy luật xảy ra trong bảng 2.8:
Chu kì 2: Be (215), B (191) và N (336), O (314) Chu kì 3: Mg (176), Al (138) và P (254), S (239)
Nguyên nhân là do cấu hình electron của nguyên tử được xét Xét Be và B:
Be: 1s2 2s2→ vỏ hoá trị 2s2 , biểu diễn bằng ô lượng tử B: 1s2 2s22p1 → vỏ hoá trị 2p1, chỉ có 1e độc thân
Vậy sự tách 1e của B tốn ít năng lượng hơn của Be, kết quả I1(Be) > I1(B) mặc dù B đứng sau Be trong chu kì 2.
Bằng cách lý giải tương tự, các bạn sinh viên hãy tự giải thích cho các trường hợp còn lại.
c) Các yếu tố ảnh hưởng đến năng lượng ion hóa
Năng lượng ion hóa của một nguyên tố về trị số bằng năng lượng của electron xa hạt nhân nhất (liên kết yếu nhất với hạt nhân) nhưng ngược dấu.
I = -E = 22 . 2 22 4 h
me n
Z π
Trong đó: Z là điện tích hạt nhân nguyên tử.
n là số lượng tử chính.
h là hằng số planck.
m, e là khối lượng và điện tích của electron.
Từ biểu thức trên thấy rằng nếu nguyên tử chỉ gồm có 1e và 1 hạt nhân thì năng lượng ion hóa chỉ phụ thuộc vào số điện tích hạt nhân Z và số lượng tử chính n.
Nếu nguyên tử gồm nhiều e thì năng lượng ion hóa còn phụ thuộc vào hiệu ứng chắn (b) và hiệu ứng xâm nhập.
Hiệu ứng chắn:
Trong đó: (Z - b) = Z* được gọi là điện tích hiệu dụng;
n* được gọi là số lượng tử chính hiệu dụng.
Ở phương trình này b phụ thuộc vào số e, nếu số e càng nhiều thì b càng lớn thì Z*=(Z - b) càng nhỏ. Các e ở các phân lớp khác nhau thì có mức độ chắn cũng khác nhau, các e ở các lớp bên trong chắn mạnh hơn các e ở cùng lớp,
↑↓
↑
trong cùng một lớp thì các es chắn mạnh hơn các ep, các ep chắn mạnh hơn các ed (xem chi tiết ở phần quy tắc Slater).
Hiệu ứng xâm nhập:
Theo cơ học lượng tử một e có thể ở bất kỳ chỗ nào trong không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử. Tất cả các e, kể cả e ngoài cùng, vì thế có thể nói rằng các e ở bên ngoài đã xâm nhập qua các lớp bên trong để vào gần hạt nhân. Sự xâm nhập này làm cho độ bền liên kết giữa e bên ngoài và hạt nhân tăng lên.
Trong cùng một lớp thì mức độ xâm nhập của es là lớn nhất và ef là yếu nhất.
6.2.3. ái lực electron (Rất khó xác định được chính xác bằng thực nghiệm) a) Khái niệm
Ái lực electron là năng lượng kèm theo quá trình khi một nguyên tử tự do ở trạng thái cơ bản thu một electron để trở thành ion âm.
Ký hiệu ái lực electron là E.
Sơ đồ tổng quát là: X khÝ +e→XkhÝ;E
Việc ái lực electron là năng lượng cần cung cấp (E > 0) hoặc được giải phóng (E < 0) phụ thuộc vào cấu hình e của nguyên tử khi nhận e. Việc E > 0 hay E < 0 hoàn toàn phụ thuộc vào ion được tạo ra cấu hình của nó bền hay không bền.
Khi tạo ra một anion bền, quá trình giải phóng ra một năng lượng.
Ví dụ 13: F + 1e → F- (ion bền) E1 = -328 KJ/mol (phát E)
Năng lượng càng âm thì khả năng nhận e của X càng mạnh và X sẽ có tính chất phi kim hay tính oxi hoá càng lớn.
Khi tạo ra một anion không bền, quá trình cần cung cấp năng lượng.
Ví dụ 14: Be + 1e → Be- (ion không bền) E1 = 241KJ/mol (thu E) Chú ý:
Quy ước về dấu được dùng ở đây phù hợp với quy ước về dấu của nhiệt động lực học khi áp dụng cho hệ đang xét:
+ Năng lượng cần giải phóng có dấu - (âm)
+ Năng lượngcần cung cấp có dấu dương + (dương)
Ái lực e khó được xác định vì khi nguyên tử thu thêm e thì xuất hiện hiệu ứng đẩy nhau giữa các e, do tác dụng của hiệu ứng này mà các hệ thu được kém bền. Vì vậy, trong thực tế các hệ có điện tích -2, -3 hầu như không tồn tại (ở thể khí). Ví dụ như không tồn tại ion O2- (khí) mà chỉ tồn tại ion OH-(trong dung dịch) tức là ion O2- phải kết hợp với ion H+ để thành OH- mới bền được.
Vì thế, xác định ái lực với e bằng con đường gián tiếp thông qua việc xét chu trình Boocnơ-Habơ.
b) Quy luật biến thiên trong hệ thống tuần hoàn
BẢNG 2.9. Ái lực với electron (theo kcal/mol)của 20 nguyên tố đầu trong bảng hệ thống tuần hoàn
Nhóm I II III IV V VI VII VIII
Chu kì 1 H -17,22
He +2,20 Chu kì 2 Li
-2,03 Be +50,10
B -4,61
C -28,82
N +2,31
O -33,89
F -79,55
Ne +6,93 Chu kì 3 Na
-8,72
Mg +50,79
Al -7,29
Si -45,60
P -16,14
S -47,73
Cl -83,24
Ar +5,86 Chu kì 4 K
-7,18 Ca +43,65
Ga -
Ge -
As -
Se -
Br -
Kr - Từ các số liệu của bảng 2.9 nhận thấy: Dấu đại số của ái lực với electron E liên quan mật thiết đến cấu hình electron của nguyên tử. Các nguyên tử của các nguyên tố có cấu hình electron hay phân lớp ngoài bão hòa khó thu thêm electron nên có ái lực eletron dương. Còn nguyên tử có cấu hình electron hay phân lớp ngoài chưa bão hoà, dễ thu thêm electron nên có ái lực electron âm.
* Trong chu kỳ
Trong chu kì khi số điện tích hạt nhân nguyên tử tăng thì ái lực với electron tăng (tức là ái lực với các e ngày càng âm)
* Trong phân nhóm chính
Trong phân nhóm khi số điện tích hạt nhân nguyên tử tăng thì ái lực với e giảm (ái lực có giá trị kém âm hơn).
Chú ý: X- + 1e → X2- E2 > 0
Vì quá trình này luôn thu nhiệt do lực đẩy nhau giữa e với ion âm vượt quá lực hút của hạt nhân.
6.2.4. Độ âm điện (χ: khi) a)Khái niệm
Độ âm điện là khả năng của nguyên tử trong phân tử hút e về phía nguyên tử đó.
Hay: Độ âm điện của một nguyên tử trong phân tử là khả năng của nguyên tử đó hút các electron của một liên kết về phía nguyên tử đó.
Trị số độ âm điện cho biết khả năng hút e của nguyên tử trong phân tử là mạnh hay yếu. Ví dụ χF =4, χH =2 ,1 cho thấy flo hút e (của cặp e liên kết) trong phân tử HF mạnh hơn hidro.
b) Thang độ âm điện của Pauling
Được xây dựng dựa trên các dữ kiện thực nghiệm khi xét năng lượng phân li liên kết giữa 2 nguyên tử trong phân tử AB.
Từ đó, Pauling đưa ra biểu thức sau:
Δ
=
−
=
Δχ χA χB 0,208 Trong đó: Δ= D A −B − [DA−A +D B−B ]
2 1 D là năng lượng phân li liên kết
A−A, B−B, A−B là liên kết giữa hai nguyên tử tương ứng.
0,208 là hệ số chuyển năng lượng liên kết D biểu thị theo kcal/mol sang thang không có đơn vị (theo độ âm điện). Nếu năng lượng được tính theo kJ/mol thì dùng hệ số 0,102.
Vì biết được D nên vế phải của hệ thức hoàn toàn xác định được. Phương trình trên là phương trình bậc nhất hai ẩn. Muốn giải thì phải tìm được một phương trình nữa. Nhưng Pauling chỉ đưa ra được một phương trình, vì vậy để xác định được trị số của độ âm điện thì phải quy ước một nguyên tố A hoặc B đã biết độ âm điện, vì thế thang độ âm điện của Pauling là thang tương đối, không có đơn vị.
Pauling chọn độ âm điện của F lớn nhất làm chuẩn, quy ước χF =4 ,0 . Từ đó tính được độ âm điện của các nguyên tố khác và lập thành bảng độ âm điện của các nguyên tố, bảng 2.10.
BẢNG 2.10. Độ âm điện của các nguyên tố phân nhóm chính Nhóm I Nhóm
II
Nhóm III
Nhóm IV
Nhóm V
Nhóm VI
Nhóm VII
Nhóm VIII H 2,1
Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8
Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0
B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,5
C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,7
N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,8
O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,0
F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,2
He Ne Ar Kr 3,1 Xe 2,4 Từ bảng 2.10, rút ra quy luật sau:
* trong một chu kì
Trong một chu kỳ khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng thì độ âm điện tăng
* Trong một phân nhóm chính
Trong phân nhóm chính khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng thì độ âm điện giảm.
Thang độ âm điện của Pauling dùng để: Xác định % đặc tính ion của liên kết hoá học, xác định độ bền của liên kết và sự phân bố mật độ electron trong phân tử.
Theo quy ước, khi 2 nguyên tử A và B liên kết với nhau tạo thành phân tử AB mà hiệu độ âm điện Δχ :
Δχ= χA − χB >1 ,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết ion.
0 <Δχ = χA −χB < 1,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị phân cực.
Δχ= χA −χ B = 0 : Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị phân cực không phân cực.
Δχ = χA−χ B càng lớn thì liên kết giữa A−B càng bền nên phản ứng tạo thành A−B toả nhiệt càng lớn và ngược lại.
H2 + F2 → 2HF ΔH = - 128Kcal/mol H2 + Cl2 → 2HCl ΔH = - 44Kcal/mol H2 + Br2→ 2HBr ΔH = - 25Kcal/mol H2 + I2 → 2HI ΔH > 0
Qua các số liệu này, ta thấy độ bền nhiệt giảm dần từ HF đến HI C. HỆ THỐNG BÀI TẬP