Chúng ta sẽ bắt đầu nghiên cứu cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố với dạng ngắn do nó hoàn thiện về kết cấu và D.I.Mendeleev thường đưa ra hơn trong nhiều lần xuất bản của mình về cuốn “Những cơ sở của hóa học”. Hơn nữa, là nó được thừa nhận như là tài liệu giáo khoa cho các trường phổ thông.
3.1. CẤU TRÚC CỦA HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ 3.1.1. Các chu kỳ
Các cột ngang trong bảng là các chu kỳ được đánh số thứ tự từ bên trái bằng chữ số Ả Rập, hoặc là các hàng riêng biệt của chúng.
Trong bảng có tất cả 7 chu kỳ gồm 12 hàng. Ta có thể hiểu chu kỳ là dãy các nguyên tố có các tính chất biến thiên liên tục, chẳng hạn dãy tám nguyên tố từ Liti đến Neon.
Ở phần giữa các chu kỳ có những nguyên tố mang tính chất lưỡng tính, nghĩa là vừa biểu hiện tính chất của một kim loại vừa biểu hiện tính chất của một á kim nhưng một trong hai tính chất này được biểu hiện trội hơn.
Ví dụ:
- Đầu tiên là Na (Natri) kim loại kiềm hoạt động mạnh.
- Tiếp theo là Mg (Magie) tính hoạt động kim loại yếu hơn.
- Sau đó là Al (Nhôm) nguyên tố lưỡng tính.
Như vậy tính kim loại giảm dần và tính á kim tăng dần từ trái sang phải theo chu kỳ.
Độ dài các chu kỳ khác nhau, nghĩa là nó chứa các số lượng khác nhau các nguyên tố.
- Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố: Hiđrô (H) và Heli (He) nguyên tử của 2 nguyên tố này đều có cùng 1 lớp electron chỉ khác về số electron, như vậy số thứ tự của H là 1 đúng bằng điện tích hạt nhân của nó là +1, của He là 2 trùng với điện tích hạt nhân của nó là +2.
- Chu kỳ 2 và 3 mỗi chu kỳ gồm 8 nguyên tố thuộc những phân nhóm chính của 8 nhóm khác nhau.
- Chu kỳ 4 và 5 mỗi chu kỳ gồm có 18 nguyên tố. Ngoài 8 nguyên tố thuộc phân nhóm chính, căn cứ 10 nguyên tố được gọi là nguyên tố chuyển tiếp thuộc 8 phân nhóm phụ, trong đó phân nhóm phụ thuộc nhóm thứ 8 gồm bộ 3 nguyên tố.
- Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố. Ngoài 18 nguyên tố thuộc 8 phân nhóm chính và 8 phân nhóm phụ như chu kỳ 4 và 5, còn có 14 nguyên tố tiếp sau nguyên tố Lantanoit (La) - nguyên tố đầu của bộ 10 nguyên tố chuyển tiếp - thuộc phân nhóm đặc biệt Lantanoit.
- Chu kỳ 7 vẫn chưa được hoàn thành nhưng cũng được xây dựng một cách tương tự chu kỳ 6. Sau nguyên tố chuyển tiếp Actinoit (Ac) là những nguyên tố thuộc phân nhóm Actinoit.
Từ đó có thể rút ra một số kết luận sau đây:
- Chu kỳ là một dãy các nguyên tố, có cùng số lớp điện tử, bắt đầu là nguyên tố có electron ns1. Kết thúc là nguyên tố có electron bão hòa ở phân lớp np6.
- Số thứ tự của chu kỳ đúng bằng số lớp electron của nguyên tử, chính là bằng giá trị cực đại của số lượng tử chính (n) trong cấu hình electron. Nguyên tử của các nguyên tố đã biết hiện nay có từ 1 đến 7 lớp nên trên thực tế chỉ có 7 chu kỳ. Từ chu kỳ 1 sang chu kỳ 2 thêm 1 lớp electron. Từ chu kỳ 2 sang chu kỳ 3 thêm một lớp electron nữa.
- Sự gia tăng số lớp electron làm cho electron càng tăng, ngày càng ở xa nhân tức là bán kính nguyên tử tăng nhưng ở mỗi lớp số electron tăng dần từ 1 (ở ns1) đến 8 (ở ns2 np6) nghĩa là từ đầu đến cuối chu kỳ, các nguyên tố có số electron lớp ngoài cùng tăng dần như sau (chỉ ghi phân lớp ngoài).
ns1 ns2 np2 np4 np5 np6
GVHD:Ths.GVC.Hoàng Xuân Dinh 16 SVTH: Võ Đức Yến Ngọc - Qui luật này lặp đi lặp lại ở các chu kỳ, nói một cách khác cấu tạo nguyên tử có tính tuần hoàn lặp đi lặp lại từ chu kỳ này sang chu kỳ kia
+ Chu kỳ 1: 1s2 + Chu kỳ 2: 2s22p6
+ Chu kỳ 3: 3s23p6 + Chu kỳ 4: 4s23d14p6 + Chu kỳ 5: 5s24d105p6 + Chu kỳ 6: 6s2 4f145d106p6 + Chu kỳ 7: 7s2 5f14
- Như vậy lớp vỏ ngoài cùng của các nguyên tố trong mỗi chu kỳ có thể viết chung là ns2 (n - 2) f14(n - 1)d10np.
Do vậy:
- Ở chu kỳ 1 với n = 1 chỉ có 1s nên có 2 nguyên tố
- Chu kỳ 2 phải làm đầy lớp 2s và 2p cần 8 electron nên chỉ có 8 nguyên tố.
- Chu kỳ 3 phải làm đầy lớp 3s và 3p
- Chu kỳ 4 phải làm đầy 4s3d4p. cần có 18 electron nên chỉ có 18 nguyên tố.
- Chu kỳ 5 phải làm đầy 5s4d5p.
- Chu kỳ 6 phải làm đầy 6s4f5d6p , nghĩa là cần 2+14+10+6 = 32 electron nên cần có 32 nguyên tố.
3.1.2. Nhóm
Nhóm là một tổ hợp một số nguyên tố theo nguyên tắc chung có hóa trị dương như nhau trong các oxit cao nhất của chúng.
Bởi trước đó Mendeleev thành lập nhóm các nguyên tố từ các hàng khác nhau của các nguyên tố giống nhau, nên không có gì ngạc nhiên nếu trong một nhóm có những nguyên tố họ hàng rất xa (chẳng qua là chúng có cùng hóa trị).
Ví dụ: với nhóm VII, sự giống nhau giữa một nguyên tố Halogen bất kỳ nào với Mangan (Mn) chỉ còn là cùng có hóa trị 7+ trong các oxit và axit cao nhất của chúng.
Bảng của Mendeleev lúc đầu có tám nhóm, sau khi phát minh ra khí trơ thì là 9 nhóm, do hóa trị của chúng bằng 0. Tuy nhiên, sau quá trình nghiên cứu, nguời ta xác định rằng một vài nguyên tố khí trơ có khả năng tạo hợp chất và hóa trị dương của chúng đạt đến 8+. Và thế là việc cần thiết phải đưa chúng vào nhóm VIII. Cấu trúc này theo nhiều ý kiến là hoàn chỉnh và hợp lý hơn cả.
Quy tắc được đưa ra là: tổng đại số hóa trị dương và hóa trị âm cao nhất của một nguyên tố á kim bằng 8.
Ví dụ: Photpho (P), nhóm V:
- Hóa trị dương trong oxit cao nhất là 5+. - Hóa trị âm trong hợp chất Hiđrô là 3- . Vậy 5 + 3 = 8.
Tuy nhiên, cái gì cũng có ngoại lệ của nó. Chẳng hạn Brom (Br) là nguyên tố nhóm VII nhưng hóa trị dương cao nhất không là 7+ mà là 5+,…chỉ có Heli và Neon nếu xuất phát từ những dự kiến về năng lượng thì thực sự chúng vẫn chỉ là các nguyên tố trơ.
3.1.3. Phân nhóm
Phân nhóm là khái niệm hẹp hơn khái niệm nhóm, nhưng không kém quan trọng hơn. Nó là một dãy các nguyên tố giống nhau về tính chất hóa học. Nguyên nhân của sự tương tự này là ở chỗ cùng có một kiểu cấu tạo lớp vỏ điện tử của các nguyên tử các nguyên tố.
Ta có thể phân loại như sau:
- Các phân nhóm chính (8): loại I (2 - ns), loại II (6 - np).
GVHD:Ths.GVC.Hoàng Xuân Dinh 17 SVTH: Võ Đức Yến Ngọc - Các phân nhóm phụ (10): loại III (nd)
- Các phân nhóm phụ thứ hai (14): loại IV (nf)
Nhận thấy rằng số phân nhóm của 4 loại lập thành cấp số cộng và nó không phải là một sự ngẫu nhiên. Nó giải thích các vấn đề sau:
- Sự phân chia các phân nhóm theo các loại được quyết định bởi những đặc điểm trong cấu tạo lớp vỏ điện tử của nguyên tử các nguyên tố của mỗi loại.
- Sự sắp xếp lẫn nhau giữa phân nhóm chính và phân nhóm phụ cũng theo các cách khác nhau.
- Do sự gần nhau về tính chất giữa các nguyên tố phân nhóm chính của nhóm III, gồm toàn các kim loại, với các nguyên tố phân nhóm phụ cũng gồm toàn kim loại, nên một số nhà bác học bố trí các nguyên tố trong nhóm đó theo cách khác với nhóm trong bảng thường dùng.
3.1.4. Số thứ tự nguyên tử các nguyên tố (Ô)
Một khái niệm quan trọng trong bảng hệ thống tuần hoàn là số thứ tự nguyên tử của nguyên tố. Tất cả các nguyên tố được Mendeleev sắp xếp theo một trình tự nhất định từ trái sang phải theo chu kỳ, sau đó chuyển tiếp từ nguyên tố cuối cùng của một chu kỳ tới nguyên tố đầu tiên của chu kỳ tiếp theo rồi cứ lặp lại như thế…
Về cơ bản, trình tự này phù hợp với sự tăng dần khối lượng nguyên tử của các nguyên tố. Tuy nhiên lại có một vài nguyên tố sắp xếp trái ngược với khối lượng nguyên tử của chúng, mục đích là không phá hủy sự tương xứng về tính chất hóa học. Mendeleev đã mạnh dạn “hy sinh” khối lượng nguyên tử cho các tính chất hóa học của nguyên tố, vì vậy Mendeleev tạo được sự độc đáo trong bảng của mình.
Lúc đầu, Mendeleev không đánh số thứ tự cho các nguyên tố ở dãy của mình, sau này mới được tiến hành. Số thứ tự các nguyên tố đúng bằng điện tích hạt nhân của nguyên tử của nguyên tố đó.
3.2. NHỮNG QUY LUẬT THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CÁC NGUYÊN TỐ 3.2.1. Quy luật biến thiên tính chất các nguyên tố trong một chu kỳ
Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải, điện tích hạt nhân tăng dần nhưng số lớp electron bằng nhau cho nên lực hút hạt nhân tới các electron lớp ngoài cùng tăng dần, nguyên tử dễ thu thêm electron, do đó tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.Vì thế mà lực hút của các hạt nhân với electron ngoài cùng là:
F = k
Với: z là điện tích hạt nhân, e là điện tích electron,
r là khoảng cách từ nhân đến electron ngoài cùng
Ví dụ: Chu kì 3 bắt đầu bằng Natri là một kim loại điển hình, rồi đến Magie là một kim loại hoạt động mạnh nhưng kém Natri; Al là một kim loại nhưng hiđrôxit mang tính chất lưỡng tính; Si là một phi kim, rồi từ P → S → Cl, tính phi kim mạnh dần, Cl là phi kim điển hình, cuối cùng là khí hiếm Ar. Qui luật trên được lặp lại trên mỗi chu kì.
3.2.2. Quy luật biến thiên tính chất các nguyên tố trong một nhóm
Trong một nhóm, theo chiều từ trên xuống dưới, số electron tăng dần làm bán kính nguyên tử tăng nhanh trong khi điện tích hạt nhân tăng chậm hơn, lực hút với các electron ngoài cùng càng giảm, do đó khả năng nhường electron lớp ngoài cùng càng tăng nên tính kim loại tăng, tính phi kim giảm dần.
Ví dụ: nhóm 1 gồm các kim loại điển hình, tính kim loại tăng rõ rệt từ Li → Cs. Cs là kim loại mạnh nhất.
GVHD:Ths.GVC.Hoàng Xuân Dinh 18 SVTH: Võ Đức Yến Ngọc