Tiểu luận Tìm hiểu bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, Tiếng Anh chuyên ngành

“Periodic Table of The Elements”

PERIODIC TABLE OF THE ELEMENTS
BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. About the Periodic Table of The
Elements.
The periodic table is the most
important chemistry reference there is. It
arranges all the known elements in an
informative array. Elements are arranged
left to right and top to bottom in order of
increasing atomic number. The different
rows of elements are called periods. The
period number of an element signifies the
highest energy level an electron in that
element occupies (in the unexcited state).
The number of electrons in a period
increases as one traverses down the
periodic table; therefore, as the energy level
of the atom increases, the number of energy
sub-levels per energy level increases.
Using the data in the table scientists,
students, and others that are familiar with
the periodic table can extract information
concerning individual elements. For
instance, a scientist can use carbon's atomic
mass to determine how many carbon atoms
there are in a 1 kilogram block of carbon.
People also gain information from the
periodic table by looking at how it is put
together. By examining an element's

position on the periodic table, one can infer
the electron configuration. Elements that lie
in the same column on the periodic table
(called a "group") have identical valance
electron configurationsand consequently
behave in a similar fashion chemically. For
instance, all the group 18 elements are inert
gases. The periodic table contains an
enormous
amount
of
important
information. People familiar with how the
table is put together can quickly determine
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 1

1. Giới thiệu về Bảng tuần hoàn các
nguyên tố hóa học.
Bảng tuần hoàn hóa học là tài liệu
tham khảo quan trọng nhất. Nó sắp xếp tất
cả các nguyên tố đã biết với mục đích cung
cấp thông tin. Các nguyên tố được sắp xếp
từ trái sang phải và từ trên xuống dưới theo
thứ tự tăng dần số hiệu nguyên tử.
Các hàng khác nhau của các nguyên
tố này được gọi là chu kì. Số thứ tự của chu
kì biểu thị mức năng lượng cao nhất một
electron trong nguyên tố đó chiếm (trong
trạng thái không bị kích thích). Trong một

chu kì của bảng tuần hoàn, số lượng của
các electron tăng lên. Vì vậy, khi các mức
năng lượng của nguyên tử tăng, số lượng
phân mức năng lượng cho mỗi cấp độ năng
lượng cũng tăng.
Với việc sử dụng các dữ liệu trong
bảng, các nhà khoa học bảng, học sinh, và
những người khác nếu quen thuộc với bảng
tuần hoàn thì có thể dễ dàng lấy thông tin
liên quan đến các nguyên tố riêng biệt. Ví
dụ, một nhà khoa học có thể sử dụng
cacbon của khối lượng nguyên tử để xác
định có bao nhiêu nguyên tử carbon có
trong một khối 1 kg cacbon.
Con người cũng lấy được thông tin từ
bảng tuần hoàn bằng việc nhìn vào cách nó
được sắp xếp với nhau. Bằng kiểm tra vị trí
của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn,
người ta có thể suy ra cấu hình electron.
Các phần tử nằm trong cùng một cột trên
bảng tuần hoàn (gọi là một "nhóm") có cấu
hình electron tương tự nhau và do đó thể
hiện tương tự về mặt hóa học. Ví dụ, tất cả
các nhóm 18 nguyên tố là các khí trơ. Bảng
tuần hoàn chứa một số lượng lớn các thông


“Periodic Table of The Elements”
a significant amount of information about
an element.

The periodic table is a tabular
arrangement of the chemical elements,
organized on the basis of theiratomic
number (number of protons in the
nucleus), electron
configurations
and
recurring chemical properties. Elements are
presented in order of increasing atomic
number, which is typically listed with
the chemical symbol in each box. The
standard form of the table consists of a grid
of elements laid out in 18 columns and 7
rows, with a double row of elements below
that. The table can also be deconstructed
into four rectangular blocks: the s-block to
the left, the p-block to the right, the dblock in the middle, and the f-block below
that.
The rows of the table are
called periods;
the
columns
are
called groups, with some of these having
names such as halogens or noble gases.
Since, by definition, a periodic table
incorporates recurring trends, the table can
be used to derive relationships between the
properties of the elements and predict the
properties of new, yet to be discovered or

synthesized, elements. As a result, a
periodic table provides a useful framework
for analysing chemical behavior, and so the
tables, in various forms, are widely used in
chemistry and other sciences.
Although precursors exist, Dmitri
Mendeleev is generally credited with the
publication, in 1869, of the first widely
recognized periodic table. He developed his
table to illustrate periodic trends in the
properties of the then-known elements.
Mendeleev also predicted some properties
of then-unknown elements that would be
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 2

tin quan trọng. Những người quen thuộc
với cách bảng được đặt lại với nhau có thể
nhanh chóng xác định một số lượng đáng
kể các thông tin về một nguyên tố.
Bảng tuần hoàn là một sự sắp xếp
bảng của các nguyên tố hóa học, tổ chức
trên cơ sở của số nguyên tử (số proton
trong hạt nhân), cấu hình electron và định
kỳ tính chất hóa học. Các nguyên tố được
thể hiện trong thứ tự tăng dần số hiệu
nguyên tử, mà thường được liệt kê với
các ký hiệu hóa học trong mỗi ô. Các mẫu
tiêu chuẩn của bảng bao gồm một mạng
lưới các nguyên được đặt ra trong 18 cột và

7 hàng, với một hàng tăng gấp đôi của các
nguyên tố dưới đây. Bảng này cũng có thể
được cấu tạo lại thành bốn hình chữ
nhật khối: các khối nguyên tố s bên trái,
các khối nguyên tố p bên phải, các khối
nguyên tố d ở giữa, và khối nguyên tố f ở
dưới cùng.
Các hàng của bảng được gọi là các
chu kỳ; các cột được gọi là các nhóm, với
một số có tên thường như halogen hay khí
hiếm. Vì, theo định nghĩa, một bảng tuần
hoàn kết hợp các xu hướng định kỳ , bảng
có thể được sử dụng để suy ra mối quan hệ
giữa các thuộc tính của các nguyên tố và dự
đoán các tính chất mới, chưa được phát
hiện hoặc tổng hợp, các nguyên tố. Kết quả
là, một bảng tuần hoàn cung cấp một khuôn
khổ hữu ích cho việc phân tích tính chất
hóa học, và vì vậy các bảng, các hình thức
khác nhau, được sử dụng rộng rãi trong hóa
học và các khoa học khác.
Mặc dù tiền chất tồn tại, Dmitri
Mendeleev thường được ghi với việc xuất
bản, năm 1869, công nhận rộng rãi của
bảng tuần hoàn đầu tiên. Ông đã phát triển
bảng của mình để minh họa cho xu hướng
định kỳ trong các thuộc tính của các


“Periodic Table of The Elements”

nguyên tố sau đó được biết đến. Mendeleev
cũng dự đoán một số tính chất của các
nguyên tố đó chưa được biết rằng sẽ được
dự kiến sẽ lấp đầy những khoảng trống
trong bảng này. Hầu hết các dự đoán của
ông đã được chứng minh là đúng khi các
nguyên tố trong câu hỏi đã được phát hiện
ra sau đó. Bảng tuần hoàn Mendeleev từ đó
đã được mở rộng và hoàn thiện với các
phát hiện hoặc tổng hợp thêm các nguyên
tố mới và sự phát triển của các mô hình lý
thuyết mới để giải thích tính chất hóa học.
Trong bảng tuần hoàn chuẩn, các
nguyên tố được liệt kê theo thứ tự tăng số
lượng nguyên tử (số proton trong hạt
nhân của một nguyên tử). Một hàng mới
(chu kì) được bắt đầu khi một vỏ electron
mới có điện tử đầu tiên của nó. Cột (nhóm)
được xác định bởi cấu hình electron của
nguyên tử; nguyên tố có cùng số electron
trong một lớp vỏ riêng biệt rơi vào các cột
tương tự (ví dụ như oxi và selen là trong
cùng một cột vì cả hai đều có bốn electron
ở lớp ngoài cùng). Các nguyên tố có tính
chất hóa học tương tự thông thường rơi vào
cùng một nhóm trong bảng tuần hoàn, mặc
dù trong khối nguyên tố f, và một số khác
trong khối nguyên tố d, các nguyên tố trong
cùng một chu kì có xu hướng có tính chất
tương tự, là tốt. Vì vậy, nó là tương đối dễ

dàng để dự đoán tính chất hóa học của một
nguyên tố nếu biết các tính chất của các
nguyên tố xung quanh nó.
Định luật tuần hoàn phát biểu rằng
“Các tính chất vật lý và hóa học của các
nguyên tố biến thiên một cách tuần hoàn và
có thể dự đoán khi các nguyên tố được sắp
xếp theo chiều tăng của số hiệu nguyên tử”.
2. Structure of the periodic table of the 2. Cấu trúc của bảng hệ thống tuần hoàn
các nguyên tố
element
2.1. Chu kì
2.1 Periods
Chu kì là dãy các nguyên tố mà
expected to fill gaps in this table. Most of
his predictions were proved correct when
the elements in question were subsequently
discovered. Mendeleev's periodic table has
since been expanded and refined with the
discovery or synthesis of further new
elements and the development of new
theoretical models to explain chemical
behavior.
In the standard periodic table, the
elements are listed in order of increasing
atomic number (the number of protons in
the nucleus of an atom). A new row
(period) is started when a new electron
shell has its first electron. Columns
(groups) are determined by the electron

configuration of the atom; elements with
the same number of electrons in a particular
subshell fall into the same columns
(e.g. oxygen and selenium are in the same
column because they both have four
electrons in the outermost p-subshell).
Elements with similar chemical properties
generally fall into the same group in the
periodic table, although in the f-block, and
to some respect in the d-block, the elements
in the same period tend to have similar
properties, as well. Thus, it is relatively
easy to predict the chemical properties of
an element if one knows the properties of
the elements around it.
The Periodic Law states that: “The
physical and chemical properties of the
elements recur in a systematic and
predictable way when the elements are
arranged in order of increasing atomic
number”.

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 3


“Periodic Table of The Elements”
Period is a series of elements which
their atoms have the same number of
electron shells, are arranged in increasing

nuclear charge.
A period is a horizontal row in the
periodic table. Although groups generally
have more significant periodic trends, there
are regions where horizontal trends are
more significant than vertical group trends,
such as the f-block, where the lanthanides
and actinides form
two
substantial
horizontal series of elements.
Elements in the same period show
trends in atomic radius, ionization
energy, electron
affinity,
and
electronegativity. Moving left to right
across a period, atomic radius usually
decreases. This occurs because each
successive element has an added proton
and electron which causes the electron to
be drawn closer to the nucleus. This
decrease in atomic radius also causes the
ionization energy to increase when moving
from left to right across a period. The more
tightly bound an element is, the more
energy is required to remove an electron.
Electronegativity increases in the same
manner as ionization energy because of the
pull exerted on the electrons by the

nucleus. Electron affinity also shows a
slight trend across a period. Metals (left
side of a period) generally have a lower
electron affinity than nonmetals (right side
of a period), with the exception of the noble
gases.
The periodic table consists of 7 period
are numbered from 1 to 7. The number of
period coincides with the number of
electron shells of atoms of elements in that
period.
Introduction of the period:
* Period 1
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 4

nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron, được xếp theo chiều điện tích hạt
nhân tăng dần.
Một chu kì là một hàng ngang trong
bảng tuần hoàn. Mặc dù các nhóm thường
có xu hướng quan trọng hơn nhưng có
những vùng mà xu hướng nằm ngang đáng
kể hơn so với xu hướng nhóm theo chiều
dọc, chẳng hạn như khối các nguyên tố f,
nơi mà các nguyên tố nhóm Lantan
và Actini tạo thành hai dãy quan trọng theo
chiều ngang của các nguyên tố.
Các nguyên tố trong cùng chu kì có
xu hướng tương tự trong bán kính nguyên

tử, năng lượng ion hoá, ái lực electron và
độ âm điện. Chuyển từ trái sang phải qua
một chu kì, bán kính nguyên tử thường
giảm. Điều này xảy ra bởi vì mỗi phần tử
liên tiếp có thêm proton và electron mà
nguyên nhân của electron được rút ra gần
gũi hơn với các hạt nhân. Giảm bán kính
nguyên tử này cũng khiến năng lượng ion
hóa tăng khi di chuyển từ trái sang phải qua
một chu kì. Các ràng buộc chặt chẽ hơn
một phần tử là năng lượng cần thiết để loại
bỏ một electron. Độ âm điện tăng theo cách
tương tự như năng lượng ion hóa vì kéo tác
dụng lên các điện tử bằng hạt nhân. Ái lực
electron cũng cho thấy một xu hướng nhẹ
qua một chu kì. Kim loại (bên trái của một
chu kỳ) thường có một ái lực electron thấp
hơn so với phi kim (bên phải của một thời
kỳ), với ngoại trừ các khí hiếm.
Bảng tuần hoàn gồm có 7 chu kì được
đánh số từ 1 đến 7. Số thứ tự của chu kì
trùng với số lớp electron của nguyên tử các
nguyên tố trong chu kì đó.
Giới thiệu các chu kì:
* Chu kì 1
Chu kì đầu tiên chứa ít nguyên tố hơn


“Periodic Table of The Elements”
The first period contains fewer

elements than any other, with only two,
hydrogen and helium. They therefore do
not follow the octet rule. Chemically,
helium behaves as a noble gas, and thus is
taken to be part of the group 18 elements.
However, in terms of its nuclear structure it
belongs to the s block, and is therefore
sometimes classified as a group 2 element,
or simultaneously both 2 and 18. Hydrogen
readily loses and gains an electron, and so
behaves chemically as both a group 1 and a
group 17 element.
* Period 2
The second period contains 8
elements lithium, beryllium, boron,
carbon,
nitrogen,
oxygen, fluorine,
and neon. This period corresponds to the
filling of the 2s and 2p orbitals. Period 2
elements obey theoctet rule in that they
need eight electrons to complete
their valence shell. The maximum number
of electrons that these elements can
accommodate is ten, two in the 1s orbital,
two in the 2s orbital and six in the 2p
orbital. All of the elements in the period
can form diatomic molecules except
beryllium and neon.
* Period 3

The third period contains eight elements:
sodium, magnesium, aluminium, silicon,
phosphorus, sulfur, chlorine, and argon.
The first two, sodium and magnesium, are
members of the s-block of the periodic
table, while the others are members of
the p-block. Note that there is a 3d orbital,
but it is not filled until period 4. All of the
period 3 elements occur in nature and have
at least one stable isotope.
* Period 4
The fourth

period

contains

các chu kỳ khác, chỉ có hai nguyên tố là
hiđro và heli. Vì thế chúng không tuân theo
quy tắc bát tử. Về mặt hóa học, heli với
những tính chất của nó được xem là một
khí hiếm, và do đó được xem là một phần
của nhóm 18 nguyên tố. Tuy nhiên, về mặt
cấu trúc hạt nhân của nó thuộc về khối s, và
do đó đôi khi được phân loại như là một
nguyên tố nhóm 2, hoặc đồng thời cả 2 và
18. Hiđro dễ mất và nhận một electron, và
do đó thể hiện tính chất hóa học như là
một nguyên tố nhóm 1 và nhóm 17.
* Chu kì 2

Chu kì hai có 8 nguyên tố: liti, beri, bo,
cacbon, nitơ, oxy, flo và neon. Chu kì này
tương ứng với các electron điền vào obitan
2s và 2p. Các nguyên tố của chu kì 2 tuân
theo quy tắc bát tử trong đó chúng cần 8
electron để hoàn thành vỏ hóa trị. Số lượng
tối đa electron mà các nguyên tố này có thể
chứa được là 10, 2 trong obitan 1s, 2 trong
obitan 2s và 6 trong obitan 2p. Tất cả các
nguyên tố trong chu kỳ này có thể hình
thành các phân tử hai nguyên tử trừ
beri và neon.

* Chu kì 3
Chu kì thứ ba bao gồm tám nguyên
tố: natri, magiê, nhôm, silic, photpho, lưu
huỳnh, clo và argon. Hai nguyên tố đầu tiên
natri và magiê đều là thành viên của khối
nguyên tố s của bảng tuần hoàn, trong khi
những nguyên tố khác là thành viên
của khối nguyên tố p. Lưu ý rằng có một
obitan 3d, nhưng nó không được điền cho
đến chu kì 4. Tất cả các nguyên tố của chu
kì có trong tự nhiên và có ít nhất một đồng
vị ổn định .
* Chu kì 4
Chu kì bốn chứa 18 nguyên tố, bắt
18 đầu với kali và kết thúc với krypton. Theo

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang

SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 5


“Periodic Table of The Elements”
elements, beginning with potassium and
ending with krypton. As a rule, period 4
elements fill their 4s shells first enough 2
electrons for alkali metals - potassium and
alkaline earth metals - calcium, then
electron continues to fill in their 3d shells
from 1 to 10 electrons for atoms of 10
transition metal elements (from scandium
to zinc). Next electron fill in their 4p shells
for atoms of 6 elements from gallium to
krypton, in that order, however there are
exceptions, such as chromium.
* Period 5
The fifth period contains 18 elements,
beginning
with rubidium and
ending
with xenon. As a rule, the distribution of
electrons is also similar period 4, period 5
elements fill their 5s shells first, then their
4d, and 5p shells, in that order, however
there are exceptions, such as rhodium.
* Period 6
Period 6 is the first period to include
the f-block, with the lanthanides, and
includes the heaviest stable elements.

The sixth period contains 32
elements, beginning with caesium and
ending with radon. All subsequent elements
are radioactive. As a rule, period 6 elements
fill their 6s shells first, then their 4f, 5d,
and 6p shells, in that order, however, the
distribution of electrons takes place more
complex.
* Period 7
All elements of period 7 are
radioactive. This period contains the
heaviest element which occurs naturally on
earth. All of the subsequent elements in the
period have been synthesized artificially.
This period has not yet completed.
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 6

quy tắc, các nguyên tố của chu kì 4 điền
vào phân lớp 4s đầu tiên cho đủ 2 electron
ở nguyên tử kim loại kiềm kali và kim loại
kiềm thổ canxi, sau đó sau đó mới phân bố
electron tiếp tục vào phân lớp 3d từ 1 đến
10 electron cho các nguyên tử của 10
nguyên tố kim loại chuyển tiếp (từ Sc đến
Zn). Tiếp theo là sự phân bố electron vào
phân lớp 4p của các nguyên tử 6 nguyên tố
từ Ga cho đến Kr theo thứ tự, tuy nhiên có
những trường hợp ngoại lệ, chẳng hạn
như crom.

* Chu kì 5
Chu kì năm chứa 18 nguyên tố, bắt
đầu với rubidi và kết thúc với xenon. Theo
quy luật, sự phân bố electron cũng diễn ra
tương tự chu kì 4, các nguyên tố chu kì 5
điền vào phân lớp 5s đầu tiên, sau đó là
phân lớp 4d và phân lớp 5p theo thứ tự đó.
Tuy nhiên cũng có những trường hợp ngoại
lệ, chẳng hạn như rhodi.
* Chu kì 6
Chu kì 6 là chu kì đầu tiên bao gồm
các nguyên tố f, với các nguyên tố nhóm
Lantan và bao gồm các nguyên tố kim loại
nặng.
Chu kì sáu có chứa 32 nguyên tố, bắt
đầu với cesi và kết thúc với radon. Tất cả
các nguyên tố tiếp theo là phóng xạ. Theo
quy luật, các nguyên tố của chu kì 6 điền
vào phân lớp 6s đầu tiên, sau đó là phân
lớp 4f, 5d, và 6p của chúng theo thứ tự đó.
Tuy nhiên, sự phân bố electron diễn ra
phức tạp hơn.
* Chu kì 7
Tất cả các nguyên tố của chu kì 7 là
chất phóng xạ. Chu kì này có chứa các
nguyên tố nặng nhất xảy ra một cách tự
nhiên trên trái đất. Tất cả những nguyên tố
tiếp theo trong chu kì được tổng hợp nhân
tạo. Chu kì này vẫn chưa hoàn thành.
Phân loại chu kì:

“Periodic Table of The Elements”
Classification of period:
The period 1, 2 and 3 are the small
periods.The period 4, 5, 6 and 7 are the big
periods.
2.2. Groups
A group or family is a vertical column
in the periodic table. Groups usually have
more significant periodic trends than
periods and blocks, explained below.
Modern quantum mechanical theories of
atomic structure explain group trends by
proposing that elements within the same
group generally have the same electron
configurations
in
their valence
shell. Consequently, elements in the same
group tend to have a shared chemistry and
exhibit a clear trend in properties with
increasing atomic number. However in
some parts of the periodic table, such as the
d-block and the f-block, horizontal
similarities can be as important as, or more
pronounced than, vertical similarities.
Under an international naming
convention, the groups are numbered
numerically from 1 to 18 from the leftmost

column (the alkali metals) to the rightmost
column (the noble gases). Previously, they
were known by roman numerals. In
America, the roman numerals were
followed by either an "A" if the group was
in the s- or p-block, or a "B" if the group
was in the d-block. The roman numerals
used correspond to the last digit of today's
naming convention (e.g. the group 4
elements were group IVB, and the group 14
elements was group IVA). In Europe, the
lettering was similar, except that "A" was
used if the group was before group 10, and
"B" was used for groups including and after
group 10. In addition, groups 8, 9 and 10
used to be treated as one triple-sized group,
known collectively in both notations as
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 7

Các chu kì 1, 2 và 3 là các chu kì nhỏ.
Các chu kì 4, 5, 6 và 7 là các chu kì lớn.
2.2. Nhóm
Một nhóm hoặc họ là một cột dọc
trong bảng tuần hoàn. Nhóm thường có xu
hướng định kỳ có ý nghĩa nhiều hơn chu kì
và khối và được giải thích như sau. Lý
thuyết cơ học lượng tử hiện đại của cấu
trúc nguyên tử giải thích xu hướng nhóm
bằng cách cho rằng các nguyên tố trong

cùng một nhóm thường có cấu hình
electron trong cùng một họ vỏ hóa trị. Do
đó, các nguyên tố trong cùng một nhóm có
xu hướng có chung tính chất hóa học và thể
hiện một xu hướng rõ ràng trong các thuộc
tính là tăng số lượng nguyên tử. Tuy nhiên
trong một số phần của bảng tuần hoàn,
chẳng hạn như các khối các nguyên tố d và
f, sự tương tự theo chiều ngang có thể cũng
quan trọng bằng hoặc rõ rệt hơn sự tương
tự theo chiều dọc.
Theo một quy ước đặt tên quốc tế,
các nhóm được đánh số từ số 1-18 từ cột
bên trái (kim loại kiềm) tới cột ngoài cùng
bên phải (khí trơ). Trước đây, chúng được
gọi bằng chữ số La Mã. Ở Mỹ, các chữ số
La Mã đã được theo sau bởi "A" nếu nhóm
là khối các nguyên tố s và p, hoặc một "B"
nếu nhóm là khối các nguyên tố d . Các chữ
số La Mã sử dụng tương ứng với chữ số
cuối cùng của quy ước đặt tên ngày nay (ví
dụ như các nhóm 4 nguyên tố là nhóm
IVB, và nhóm 14 nguyên tố là nhóm
IVA). Tại châu Âu, các ký tự tương tự,
ngoại trừ việc "A" đã được sử dụng nếu
nhóm là trước khi nhóm 10, và "B" đã được
sử dụng cho các nhóm bao gồm và sau
nhóm 10. Ngoài ra, nhóm 8, 9 và 10 được
coi như là một nhóm, được gọi chung trong
cùng ký hiệu là nhóm VIII. Năm 1988, hệ

thống đặt tên IUPAC mới được đưa vào sử


“Periodic Table of The Elements”
group VIII. In 1988, the new IUPAC
naming system was put into use, and the
old group names were deprecated.
Some of these groups have been
given trivial (unsystematic) names, as seen
in the table below, although some are rarely
used. Groups 3–10 have no trivial names
and are referred to simply by their group
numbers or by the name of the first
member of their group (such as 'the
scandium group' for Group 3), since they
display fewer similarities and/or vertical
trends.
Elements in the same group tend to
show patterns in atomic radius, ionization
energy, and electronegativity. From top to
bottom in a group, the atomic radius of the
elements increase. From the top, each
successive element has a lower ionization
energy because it is easier to remove an
electron since the atoms are less tightly
bound. Similarly, a group has a top to
bottom decrease in electronegativity due to
an increasing distance between valence
electrons and the nucleus. There are
exceptions to these trends, however, an

example of which occurs in group 11 where
electronegativity increases farther down the
group.
2.3. Blocks
Specific regions of the periodic table
can be referred to as blocks in recognition
of the sequence in which the electron shells
of the elements are filled. Each block is
named according to the subshell in which
the "last" electron notionally resides. The sblock comprises the first two groups (alkali
metals and alkaline earth metals) as well as
hydrogen and helium. The p-block
comprises the last six groups which are
groups 13 to 18 in IUPAC (3A to 8A in
American) and contains, among other
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 8

dụng, và các tên nhóm cũ đã bị phản đối.
Một số nhóm này đã được đặt những
cái tên thường mặc dù chỉ một số ít được sử
dụng, có thể xem trong bảng dưới
đây,. Nhóm 3-10 không có tên thường và
thường được gọi đơn giản bằng số nhóm
hoặc theo tên của các thành viên đầu tiên
trong nhóm của họ (chẳng hạn như 'nhóm
scanđi' cho nhóm 3 ), bởi vì chúng biểu thị
ít điểm tương đồng theo xu hướng dọc này.
Các nguyên tố trong cùng một nhóm
có xu hướng thể hiện cùng các tính chất

trong bán kính nguyên tử, năng lượng ion
hóa, và độ âm điện. Từ trên xuống dưới
trong một nhóm, bán kính nguyên tử của
các nguyên tố tăng. Từ trên đỉnh, mỗi phần
tử liên tiếp có năng lượng ion hóa thấp hơn
vì nó dễ dàng hơn để loại bỏ một electron
từ các nguyên tử bị ràng buộc chặt chẽ
hơn. Tương tự như vậy, độ âm điện trong
một nhóm giảm từ trên xuống dưới do
khoảng cách ngày càng tăng giữa các
electron hóa trị và hạt nhân. Tuy nhiên,
vẫn có những ngoại lệ cho những xu hướng
này, ví dụ, trong nhóm 11 nơi độ âm điện
tăng mạnh theo chiều dọc.
2.3. Khối nguyên tố
Các khu vực đặc trưng của bảng tuần
hoàn được gọi là các khối và được ghi nhận
theo trình tự vỏ electron của các nguyên tố
được lấp đầy. Mỗi khối được đặt tên theo
phân lớp mà các electron "cuối cùng" điền
vào. Khối các nguyên tố s bao gồm hai
nhóm đầu tiên (các kim loại kiềm và kim
loại kiềm thổ) cũng như hiđro và heli. Các
khối nguyên tố p gồm sáu nhóm cuối cùng
là các nhóm 13 -18 trong IUPAC (IIIA đến
VIIIA ở Mỹ) và trong số các nguyên tố đó,
tất cả các á kim . Các khối nguyên tố d bao
gồm các nhóm 3-12 (hoặc IIIB đến IIB

“Periodic Table of The Elements”
elements, all of the metalloids. The d-block
comprises groups 3 to 12 (or 3B to 2B in
American group numbering) and contains
all of thetransition metals. The f-block,
often offset below the rest of the periodic
table, has no group numbers and comprises
lanthanides and actinides.
3. Electron configuration
The electron configuration or
organisation of electrons orbiting neutral
atoms shows a recurring pattern or
periodicity. The electrons occupy a series
of electron shells (numbered shell 1, shell
2, and so on). Each shell consists of one or
more subshells (named s, p, d, f and g). As
atomic number increases, electrons
progressively fill these shells and subshells
more. The electron configuration for neon,
for example, is 1s22s22p6. With an atomic
number of ten, neon has two electrons in
the first shell, and eight electrons in the
second shell – two in the s subshell and six
in the p subshell. In periodic table terms,
the first time an electron occupies a new
shell corresponds to the start of each new
period, these positions being occupied by
hydrogen and the alkali metals.
Since the properties of an element are
mostly determined by its electron

configuration, the properties of the
elements likewise show recurring patterns
or periodic behaviour, some examples of
which are shown for atomic radius,
ionization energy and electron affinity. It is
this
periodicity
of
properties,
manifestations of which were noticed well
before theunderlying theory was developed,
that led to the establishment of the periodic
law and the formulation of the first periodic
table.
4. The periodic variation some properties
of the elements
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 9

trong đáng số nhóm của người Mỹ) và chứa
tất cả các kim loại chuyển tiếp. Khối các
nguyên tố f, thường nằm bên dưới của bảng
tuần hoàn, không có số nhóm và bao gồm
các nguyên tố nhóm Lantan và Actini.
3. Cấu hình electron
Cấu hình electron hoặc tổ chức của
các electron quay quanh nguyên tử trung
tính cho thấy một mô hình định kỳ hoặc có
tính chu kỳ. Các electron chiếm một loạt
các lớp electron (đánh số lớp 1, lớp 2,...).

Mỗi lớp bao gồm một hoặc nhiều phân lớp
(tên là s, p, d, f, g). Khi số hiệu nguyên tử
tăng, các electron dần dần lấp đầy những
lớp và phân lớp nhiều hơn. Ví dụ cấu hình
electron cho neon là 1s22s22p6. Với số hiệu
nguyên tử là mười, neon có hai electron
trong lớp đầu tiên, và tám electron trong
lớp thứ hai – hai electron trong phân lớp s
và sáu electron trong phân lớp p. Xét về
bảng tuần hoàn, electron đầu tiên chiếm
một lớp mới tương ứng với sự bắt đầu của
mỗi chu kì mới, những vị trí bị chiếm bởi
hiđro và các kim loại kiềm
Vì các tính chất của một nguyên tố
được xác định bởi cấu hình electron của nó
nên các tính chất của các nguyên tố cũng
thể hiện tương tự hay tuần hoàn, một số ví
dụ trong số đó thể hiện đối với bán kính
nguyên tử, năng lượng ion hóa và ái lực
electron. Đó là tính tuần hoàn của thuộc
tính, sự biểu hiện đã được nhận thấy trước
khi các lý thuyết cơ bản được phát triển,
dẫn đến việc thành lập các định luật tuần
hoàn và xây dựng bảng tuần hoàn đầu tiên.

4. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính
chất của các nguyên tố
4.1. Bán kính nguyên tử

“Periodic Table of The Elements”
4.1. Atomic radius
The atomic radius is one-half the
distance between the nuclei of two atoms
(just like a radius is half the diameter of a
circle). However, this idea is complicated
by the fact that not all atoms are normally
bound together in the same way. Some are
bound by covalent bonds in molecules,
some are attracted to each other in ionic
crystals, and others are held in metallic
crystals. Nevertheless, it is possible for a
vast majority of elements to form covalent
molecules in which two like atoms are held
together by a single covalent bond. The
covalent radii of these molecules are often
referred to as atomic radii. This distance is
measured in picometers. Atomic radius
patterns are observed throughout the
periodic table.
Atomic size gradually decreases from
left to right across a period of elements.
This is because, within a period or family
of elements, all electrons are added to the
same shell. However, at the same time,
protons are being added to the nucleus,
making it more positively charged. The
effect of increasing proton number is
greater than that of the increasing electron
number; therefore, there is a greater nuclear

attraction. This means that the nucleus
attracts the electrons more strongly, pulling
the atom's shell closer to the nucleus. The
valence electrons are held closer towards
the nucleus of the atom. As a result, the
atomic radius decreases.
Down a
group, atomic
radius
increases. The valence electrons occupy
higher levels due to the increasing quantum
number (n). As a result, the valence
electrons are further away from the nucleus
as ‘n’ increases. Electron shielding prevents
these outer electrons from being attracted

Bán kính nguyên tử là một nửa
khoảng cách giữa các hạt nhân của hai
nguyên tử (giống như một bán kính là một
nửa đường kính của một vòng tròn). Tuy
nhiên, ý tưởng này là phức tạp bởi thực tế
rằng không phải tất cả các nguyên tử
thường được liên kết với nhau trong cùng
một cách. Một số đang bị ràng buộc bởi
liên kết hóa trị trong phân tử, một số đang
thu hút với nhau trong tinh thể ion, và
những người khác được tổ chức trong các
tinh thể kim loại. Tuy nhiên, nó có thể cho
một phần lớn các nguyên tố để tạo nên
phân tử cộng hóa trị mà trong đó hai

nguyên tử như được tổ chức lại với nhau
bằng một liên kết cộng hóa trị duy
nhất. Các bán kính cộng hóa trị của các
phân tử này thường được gọi là bán kính là
nguyên tử. Khoảng cách này được đo bằng
picometers. Mô hình bán kính nguyên tử
được quan sát trong suốt bảng tuần hoàn.
Kích thước nguyên tử giảm dần từ
trái sang phải trong một chu kì của các
nguyên tố. Điều này là bởi vì, trong một
chu kì hoặc họ của các nguyên tố, tất cả các
electron được thêm vào cùng một lớp
vỏ. Tuy nhiên, cùng lúc đó, các proton
được thêm vào hạt nhân, làm cho nó tích
điện dương. Hiệu quả của việc tăng số
lượng proton là lớn hơn so với số lượng
electron tăng; do đó, có một điểm thu hút
hạt nhân lớn hơn. Điều này có nghĩa rằng
hạt nhân thu hút các điện tử mạnh hơn, kéo
vỏ của nguyên tử gần hơn với các hạt
nhân. Các electron hóa trị được tổ chức
chặt chẽ hơn đối với các hạt nhân nguyên
tử. Kết quả là, bán kính nguyên tử giảm.
Đi xuống một nhóm, bán kính nguyên
tử tăng. Các electron hóa trị chiếm mức cao
do số lớp tăng (n). Kết quả là, các electron
hóa trị là ở xa hạt nhân tăng. Electron che
chắn ngăn cản các electron bên ngoài bị thu

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang

SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 10


“Periodic Table of The Elements”
to the nucleus; thus, they are loosely
held, and the resulting atomic radius is
large.
Atomic radius decreases from left to
right within a period. This is caused by the
increase in the number of protons and
electrons across a period. One proton has a
greater effect than one electron;
thus, electrons are pulled towards the
nucleus, resulting in a smaller radius.
Atomic radius increases from top to
bottom within a group. This is caused by
electron shielding.
The electrons in the 4f-subshell,
which is progressively filled from cerium
(element 58) to ytterbium (element 70), are
not particularly effective at shielding the
increasing nuclear charge from the subshells further out. The elements
immediately following the lanthanides have
atomic radii which are smaller than would
be expected and which are almost identical
to the atomic radius of the elements
immediately above them. Hence hafnium
has virtually the same atomic radius as
zirconium, and tantalum has an atomic
radius similar to niobium, and so forth.

This is known as the lanthanide
contraction. The effect of the lanthanide
contraction is noticeable up to platinum
(element 78), after which it is masked by a
relativistic effect known as the inert pair
effect. The d-block contraction, which is a
similar effect between the d-block and pblock, is less pronounced than the
lanthanide contraction but arises from a
similar cause.
4.2. Ionization energy
The first ionization energy of the
atom is the menium energy required to
separate the first electron out of the atom in
the basic status. For example, to separate 1

hút vào hạt nhân; do đó, chúng được tổ
chức lỏng lẻo, và bán kính nguyên tử lớn.
Bán kính nguyên tử giảm từ trái sang
phải trong một chu kì. Điều này được gây
ra bởi sự gia tăng về số lượng các proton và
electron qua một khoảng thời gian. Một
proton có một ảnh hưởng lớn hơn một
electron; do đó, các electron được kéo về
hạt nhân, kết quả trong một bán kính nhỏ
hơn.
Bán kính nguyên tử tăng từ trên
xuống dưới trong một nhóm. Điều này là
do che chắn electron.
Các electron trong phân lớp 4f, các
nguyên tố được điền tăng dần từ xeri

(nguyên tố 58) đến ytecbi (nguyên tố 70),
không đặc biệt hiệu quả trong việc che
chắn các hạt nhân ngày càng tăng từ các
phân lớp ngoài. Các nguyên tố ngay sau
nguyên tố nhóm Lantan có bán kính
nguyên tử nhỏ hơn so với dự đoán và đó là
gần như giống hệt với bán kính nguyên tử
của các thành phần ngay phía trên chúng.
Do đó Hafini có hầu như cùng một bán
kính nguyên tử như ziriconi , và tantan có
bán kính nguyên tử tương tự như niobi ….
Điều này được gọi là sự co Lantan . Hiệu
quả của sự co Lantan là đáng chú ý đến
bạch kim (nguyên tố 78), sau đó nó được
che đậy bởi một hiệu ứng tương đối tính
được gọi là hiệu ứng cặp trơ . Sự co khối
nguyên tố d , đó là một hiệu ứng tương tự
giữa khối nguyên tố d và khối nguyên tố p,
ít rõ rệt hơn những nhóm Lantan co nhưng
xuất phát từ một nguyên nhân tương tự.
4.2. Năng lượng ion hóa
Năng lượng ion hóa thứ nhất của
nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để
tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở
trạng thái cơ bản.Ví dụ: Để tách 1 mol
electron ra khỏi 1 mol nguyên tử hiđro theo

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 11

“Periodic Table of The Elements”
mol electron from 1 mol hydrogen atom
according to the process: H  H+ + e must
consume an energy by 1312 kJ/mol.
The second ionization energy, the
third is the electron energy needed to
separate the 2nd, 3rd out of the
corresponding ion. Their value is greater
than the first ionization energy.
The lower this energy is, the more
readily the atom becomes a cation.
Therefore, the higher this energy is, the
more unlikely it is the atom becomes a
cation. Generally, elements on the right
side of the periodic table have a higher
ionization energy because their valence
shell is nearly filled. Elements on the left
side of the periodic table have low
ionization energies because of their
willingness to lose electrons and become
cations. Thus, ionization energy increases
from left to right on the periodic table.
Another factor that affects ionization
energy is electron shielding. Electron
shielding describes the ability of an atom's
inner electrons to shield its positivelycharged nucleus from its valence electrons.
When moving to the right of a period, the
number of electrons increases and the
strength of shielding increases. As a result,

it is easier for valence shell electrons to
ionize, and thus the ionization energy
decreases down a group.
The ionization energy of the elements
within a period generally increases from
left to right. This is due to valence shell
stability. The ionization energy of the
elements within a group generally
decreases from top to bottom. This is due
to electron shielding. The noble gases
possess very high ionization energies
because of their full valence shells. Note
that helium has the highest ionization

quá trình: H  H+ + e phải tiêu tốn một
năng lượng bằng 1312 kJ/mol.
Năng lượng ion hóa thứ 2, thứ 3 là
năng lượng cần để tách electron thứ 2, thứ
3 ra khỏi các ion tương ứng. Giá trị của
chúng lớn hơn năng lượng ion hóa thứ
nhất.
Năng lượng ion hóa càng thấp thì
nguyên tử càng dễ dàng trở thành một
cation. Vì vậy, năng lượng ion hóa càng
cao thì nguyên tử khó trở thành một cation
hơn. Nói chung, các nguyên tố về phía bên
phải của bảng tuần hoàn có năng lượng ion
hóa cao hơn vì vỏ hóa trị của họ là gần
đầy. Các nguyên tố trên bên trái của bảng
tuần hoàn có năng lượng ion hóa thấp vì sự

sẵn sàng của chúng để mất electron và trở
thành cation. Như vậy, năng lượng ion hóa
tăng từ trái sang phải trong bảng tuần hoàn.
Một yếu tố khác ảnh hưởng đến năng lượng
ion hóa là sự che chắn electron. Electron
che chắn mô tả khả năng của các electron
bên trong của nguyên tử để bảo vệ hạt nhân
tích điện dương từ các electron hóa trị của
nó. Khi chuyển qua phải của một chu kì, số
lượng electron tăng và sự che chắn
tăng. Kết quả là, nó là dễ dàng cho các
electron vỏ hóa trị để ion hóa, và do đó
năng lượng ion hóa giảm xuống trong một
nhóm.
Năng lượng ion hóa của nguyên tố
trong một chu kì thường tăng từ trái sang
phải. Đây là do sự ổn định vỏ hóa trị. Năng
lượng ion hóa của nguyên tố trong một
nhóm thường giảm từ trên xuống dưới.
Điều này là do che chắn electron.Các khí
hiếm có năng lượng ion hóa rất cao vì vỏ
hóa trị đầy đủ. Lưu ý rằng heli có năng
lượng ion hóa cao nhất của tất cả các
nguyên tố.

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 12


“Periodic Table of The Elements”

energy of all the elements.
4.3. Electronegativity
Electronegativity can be understood
as a chemical property describing an atom's
ability to attract and bind with electrons.
Because electronegativity is a qualitative
property, there is no standardized method
for calculating electronegativity. However,
the most common scale for quantifying
electronegativity is the Pauling scale,
named after the chemist Linus Pauling. The
numbers assigned by the Pauling scale are
dimensionless due to the qualitative nature
of electronegativity. Electronegativity
values for each element can be found on
certain periodic tables.
From left to right across a period of
elements, electronegativity increases. If the
valence shell of an atom is less than half
full, it requires less energy to lose an
electron than to gain one. Conversely, if the
valence shell is more than half full, it is
easier to pull an electron into the valence
shell than to donate one.
From top to bottom down a group,
electronegativity decreases. This is because
atomic number increases down a group,
and thus there is an increased distance
between the valence electrons and nucleus,
or a greater atomic radius.

Important exceptions of the above
rules include the noble gases, lanthanides,
and actinides. The noble gases possess a
complete valence shell and do not usually
attract electrons. The lanthanides and
actinides possess more complicated
chemistry that does not generally follow
any trends. Therefore, noble gases,
lanthanides, and actinides do not have
electronegativity values.
As for the transition metals, although
they have electronegativity values, there is

4.3. Độ âm điện
Độ âm điện được hiểu như là một đặc
tính hóa học mô tả khả năng của một
nguyên tử để hút và gắn kết với electron.
Bởi vì độ âm điện là một đại lượng định
tính, không có phương pháp tiêu chuẩn để
tính độ âm điện. Tuy nhiên, thước đo chung
nhất cho việc định lượng độ âm điện là
thang Pauling, được đặt tên của nhà hóa
học Linus Pauling. Các con số của thang
Pauling được quy cho là thứ nguyên do tính
chất định tính của độ âm điện. Giá trị độ
âm điện cho mỗi phần tử có thể được tìm
thấy trên một số bảng tuần hoàn.
Từ trái sang phải trong một chu kì
của các nguyên tố, độ âm điện tăng. Nếu vỏ
hóa trị của một nguyên tử là ít hơn một nửa

đầy đủ, nó đòi hỏi ít năng lượng hơn để mất
một electron hơn để đạt được một. Ngược
lại, nếu vỏ hóa trị là hơn một nửa đầy đủ,
nó là dễ dàng hơn để kéo một electron vào
vỏ hóa trị hơn để tặng một.
Từ trên xuống dưới trong một nhóm,
độ âm điện giảm. Điều này là bởi vì số
nguyên tử tăng xuống một nhóm, và do đó
là một khoảng cách giữa các electron hóa
trị và hạt nhân tăng, hoặc bán kính nguyên
tử lớn hơn.
Trường hợp ngoại lệ quan trọng trong
quy luật trên đây bao gồm các khí hiếm,
nguyên tố nhóm Lantan , và Actini .Các khí
hiếm có một vỏ hóa trị hoàn chỉnh và
không thường thu hút các electron. Các
nguyên tố nhóm Lantan và actini có hóa
học phức tạp hơn mà thường không làm
theo bất kỳ xu hướng. Vì vậy, khí hiếm,
nguyên tố nhóm Lantan, và actinid không
có giá trị độ âm điện.
Đối với các kim loại chuyển tiếp, mặc
dù họ có giá trị độ âm điện, có rất ít thay
đổi giữa chúng qua chu kì và lên, xuống
trong một nhóm. Điều này là do tính chất

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 13

“Periodic Table of The Elements”
little variance among them across the
period and up and down a group. This is
because their metallic properties affect their
ability to attract electrons as easily as the
other elements.
According to these two general
trends, the most electronegative element is
fluorine, with 3.98 Pauling units, while
caesium is the least, with 0,79 Pauling
units.
4.4. Electron affinity
As the name suggests, electron
affinity is the ability of an atom to accept
an electron. Unlike electronegativity,
electron affinity is a quantitative
measurement of the energy change that
occurs when an electron is added to a
neutral gas atom. The more negative the
electron affinity value, the higher an atom's
affinity for electrons.
Thus, electron affinity is the energy
effect of the process:
A (gas) + e  A- (gas)
Electron affinity of a mol of atom is
calculated by kJ / mol
Generally, nonmetals have more
positive electron affinity values than
metals. Chlorine most strongly attracts an
extra electron. The electron affinities of the

noble gases have not been measured
conclusively, so they may or may not have
slightly negative values.
Electron affinity generally decreases
down a group of elements because
each atom is larger than the atom above it
(this is the atomic radius trend). This means
that an added electron is further away from
the atom's nucleus compared with its
position in the smaller atom. With a larger
distance between the negatively-charged
electron and the positively-charged

kim loại của chúng ảnh hưởng đến khả
năng thu hút các electron dễ dàng như các
nguyên tố khác.
Theo hai xu hướng chung, các
nguyên tố âm điện nhất là flo, với 3,98 đơn
vị Pauling, trong khi cesi có độ âm điện
nhỏ nhất, với 0,79 đơn vị Pauling.
4.4. Ái lực electron
Như tên cho thấy, ái lực electron là
khả năng của một nguyên tử nhận một điện
tử. Không giống như độ âm điện, ái lực
electron là một phép đo định lượng về năng
lượng thay đổi xảy ra khi một electron
được thêm vào một nguyên tử khí trung
tính. Ái lực electron có giá trị âm nhiều
hơn, ái lực cao hơn của nguyên tử cho
electron.

Như vậy, ái lực electron là hiệu ứng năng
lượng của quá trình:
A (khí) + e  A- (khí)
Ái lực electron của một mol nguyên
tử được tính bằng kJ/mol.
Nói chung, phi kim loại có giá trị tích
cực hơn ái lực electron của kim loại .Clo
thu hút mạnh mẽ nhất thêm một electron.
Sự thu hút electron của khí hiếm chưa được
đo một cách thuyết phục, vì vậy chúng có
thể hoặc không có giá trị âm.
Ái lực electron nói chung giảm xuống
một nhóm nguyên tố bởi vì mỗi nguyên tử
lớn hơn các nguyên tử ở trên nó (đây là xu
hướng bán kính nguyên tử). Điều này có
nghĩa rằng nhận một electron ở xa hạt nhân
của nguyên tử so với vị trí của nó trong
nguyên tử nhỏ hơn. Với một khoảng cách
lớn giữa các electron tích điện âm và hạt
nhân tích điện dương, các lực hấp dẫn là
tương đối yếu. Vì vậy, ái lực electron
giảm. Di chuyển từ trái sang phải qua một

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 14


“Periodic Table of The Elements”
nucleus, the force of attraction is relatively
weaker. Therefore, electron affinity

decreases. Moving from left to right across
a period, atoms become smaller as the
forces of attraction become stronger. This
causes the electron to move closer to the
nucleus, thus increasing the electron
affinity from left to right across a period.
However, in going down a group,
around one-third of elements are
anomalous. Largely, this is due to the poor
shielding by d and f electrons. A uniform
decrease in electron affinity only applies to
group 1 atoms.
Electron affinity increases from left to
right within a period. This is caused by the
decrease in atomic radius.
Electron affinity decreases from top
to bottom within a group. This is caused by
the increase in atomic radius.

4.5.
Metallic
Character

and

Nonmetallic

The tendency of an element to lose
electrons and form positive ions (cations) is
called electropositive or metallic character.

For example, alkali metals are the most
electropositive elements.
The tendency of an element to accept
electrons to form an anion is called its
electronegative or non-metallic character.
For example, chlorine, oxygen and
phosphorous show greater electronegative
or non-metallic character.
Metals usually have 1, 2 or 3
electrons in the outermost shell and ionize
by giving out these electrons. Thus they
gain positive charges equal to the number
of electrons lost. Germanium, tin and lead
with four electrons each in the valence shell
are also included among the metals.
Non-metals usually have 5, 6 or 7

chu kì, các nguyên tử trở nên nhỏ hơn như
lực hút mạnh mẽ hơn. Điều này gây ra các
electron di chuyển gần hơn đến hạt nhân,
do đó làm tăng ái lực electron từ trái sang
phải qua một chu kỳ.
Tuy nhiên, việc đi xuống một nhóm,
khoảng một phần ba nguyên tố là bất
thường. Phần lớn, điều này là do sự che
chắn nghèo bởi các electron d và f. Một
thống nhất giảm ái lực electron chỉ áp dụng
cho nhóm 1 nguyên tử.
Ái lực electron tăng từ trái sang
phải trong một chu kì. Điều này được gây

ra bởi sự giảm bán kính nguyên tử.
Ái lực electron giảm từ trên xuống
dưới trong một nhóm. Điều này được gây
ra bởi sự tăng bán kính nguyên tử.
4.5. Tính kim loại và phi kim
Khuynh hướng của một nguyên tố
mất các electron và tạo thành ion dương
(cation) được gọi là điện dương hoặc tính
kim loại. Ví dụ, các kim loại kiềm là những
nguyên tố mang điện dương nhất.
Khuynh hướng của một nguyên tố mà
nhận electron để tạo thành một anion được
gọi là điện âm hoặc tính phi kim. Ví dụ,
clo, oxy và photpho cho thấy đặc tính điện
âm hoặc tính phi kim lớn.
Kim loại thường có 1, 2 hoặc 3
electron ở lớp vỏ ngoài cùng và ion hóa
bằng cách đưa ra các electron. Vì vậy,
chúng đạt được điện tích dương bằng số
electron bị mất. Germani, thiếc và chì với
bốn electron trong vỏ hóa trị cũng được bao
gồm các nguyên tố kim loại.
Phi kim loại thường có 5, 6 hoặc 7
electron ở lớp vỏ ngoài cùng và ion hóa bởi
các electron nhận. Vì vậy, chúng đạt được
một điện tích âm bằng số điện tử đã nhận

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 15

“Periodic Table of The Elements”
electrons in the outermost shell and ionize
by accepting electrons. Thus they gain a
negative charge equal to the number of
electrons gained. Although carbon and
silicon have four electrons each in the
valence shell, they are included in the nonmetals. Boron is an exception; it has three
electrons in the outermost shell but is still
included among non-metals.
Metallic characteristics decrease and
non – metallic increase from left to right
across a period. For example, in the third
period, sodium on the extreme left is most
metallic. The metallic character decreases
towards magnesium and aluminium, which
are to the right. Silicon is midway between
metals and non-metals. From phosphorus to
sulphur to chlorine, non-metallic character
gradually increases, chlorine being the
most non-metallic in behaviour. In the 18
group, argon does not exhibit either
metallic or non-metallic character.
Metallic characteristics increase and
non – metallic decrease down a group. For
example, in the group 1 (alkali metal
group), metallicity increased markedly
from lithium to cesium and in the group 17
(halogen group), non – metallic decrease
from fluorine to iodine.

Metallic character refers to the level
of reactivity of a metal. Metals tend to
lose electrons inchemical reactions, as
indicated by their low ionization energies.
Within a compound, metalatoms have
relatively low attraction for electrons, as
indicated by their low electronegativities.
You can see that the most reactive metals
would reside in the lower left portion of the
periodic table. The most reactive metal is
cesium, which is not found in nature as a
free element. It reacts explosively

được. Mặc dù cacbon và silic có bốn
electron trong vỏ hóa trị, chúng được bao
gồm các nguyên tố phi kim. Bo là một
ngoại lệ; nó có ba electron ở lớp vỏ ngoài
cùng, nhưng vẫn là nguyên tố phi kim.
Tính kim loại giảm và tính phi kim
tăng từ trái sang phải qua một chu kì. Ví dụ
trong chu kì thứ ba, natri thuộc nhóm kim
loại điển hình. Tính kim loại giảm theo
hướng magiê và nhôm, mà là bên
phải. Silic là nằm giữa kim loại và phi kim
loại. Từ photpho, lưu huỳnh với clo, tính
phi kim tăng dần, clo là thể hiện tính phi
kim mạnh nhất. Trong nhóm 18, argon
không thể hiện một trong hai tính kim loại
hoặc phi kim.
Tính kim loại tăng và tính phi kim

giảm khi đi xuống một nhóm. Ví dụ, trong
nhóm 1 (nhóm kim loại kiềm), tính kim
loại tăng rõ rệt từ liti đến xesi và trong
nhóm 17 (nhóm halogen), tính phi kim
giảm dần từ flo đến iot.
Tính kim loại đề cập đến mức độ của
các phản ứng của một kim loại. Kim loại có
xu hướng mất electron trong phản ứng hóa
học, được chỉ ra bởi năng lượng ion hóa
thấp của chúng. Trong một hợp chất,
nguyên tử kim loại có ái lực tương đối thấp
với các electron, được chỉ ra bởi độ âm
điện thấp của chúng. Có thể thấy rằng các
kim loại nằm ở phần dưới bên trái của bảng
tuần hoàn. Kim loại phản ứng mạnh nhất là
cesi, nguyên tố mà không được tìm thấy
trong tự nhiên như là một đơn chất. Nó
phản ứng mạnh mẽ với nước và sẽ tự cháy
trong không khí. Franxi là nguyên tố nằm
dưới cesi trong nhóm kim loại kiềm, nhưng
là rất hiếm mà hầu hết các thuộc tính của
nó không bao giờ quan sát được.
Phản ứng của kim loại dựa trên các
quá trình như sự hình thành các hợp chất

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 16


“Periodic Table of The Elements”

with water and will ignite spontaneously in
air. Francium is below cesium in the alkali
metal group, but is so rare that most of its
properties have never been observed.
Reactivity of metals is based on
processes such as the formation of halide
compounds with halogens and how easily
they displace hydrogen from dilute acids.
The metallic character increases as you go
down a group. Since the ionization
energy decreases going down a group (or
increases going up a group), the increased
ability for metals lower in a group to
lose electrons makes them more reactive.
In addition, the atomic radius increases
going down a group, placing the outer
electrons further away from the nucleus
and making that electron less attracted by
the nucleus.
Nonmetals tend to gain electrons
in chemical reactions and have a high
attraction for electrons within a compound.
The most reactive nonmetals reside in the
upper right portion of the periodic table.
Since the noble gases are a special group
because of their lack of reactivity, the
element fluorine is the most reactive
nonmetal. It is not found in nature as a free
element. Fluorine gas reacts explosively
with many other

elements
and
compounds and is considered to be one of
the most dangerous known substances.
Note that there is no clear division
between
metallic
and nonmetallic character. Relatively, in the
periodic table of elements of metals and
non-metals are separated by a bold line, to
the right is the non-metallic elements, to
the left is the metallic elements.
5. Who Is The Father of the Periodic
Table?

halogen với halogen và dễ dàng thay thế
hiđro từ các axit loãng. Tính kim loại tăng
khi đi xuống một nhóm. Vì năng lượng ion
hóa giảm đi xuống một nhóm (hoặc tăng đi
lên một nhóm), khả năng tăng cho kim loại
thấp hơn trong một nhóm mất các electron
làm cho chúng phản ứng mạnh hơn. Ngoài
ra, bán kính nguyên tử tăng khi đi xuống
một nhóm, đặt các electron lớp ngoài xa hạt
nhân và làm cho rằng electron ít thu hút bởi
hạt nhân.
Phi kim có xu hướng để đạt được các
electron trong các phản ứng hóa học và có
một sức hấp dẫn cao đối với các electron
trong một hợp chất. Phi kim phản ứng

mạnh nhất nằm ở phần phía trên bên phải
của bảng tuần hoàn. Vì các khí hiếm là một
nhóm đặc biệt bởi vì chúng thiếu khả năng
phản ứng, nguyên tố flo là phi kim phản
ứng mạnh nhất. Nó không được tìm thấy
trong tự nhiên như một đơn chất. Khí flo
phản ứng bùng nổ với nhiều nguyên tố và
các hợp chất khác và được coi là một trong
những chất nguy hiểm nhất được biết đến.
Lưu ý rằng không có sự phân chia rõ
ràng giữa kim loại và phi kim. Một cách
tương đối, trong bảng tuần hoàn các
nguyên tố kim loại và phi kim được phân
cách bằng đường kẻ đậm, bên phải là các
nguyên tố phi kim, bên trái là các nguyên
tố kim loại.

5. Ai là cha đẻ của bảng tuần hoàn?
Đã có nhiều ý kiến không tán thành về
người xứng đáng được xem là "cha đẻ" của

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 17


“Periodic Table of The Elements”
There has been
some disagreement
about who deserves
credit for being the

"father"
of
the
periodic table, the
German
Lothar
Meyer
or
the
Russian
Dmitri
Mendeleev.
Both
chemists produced
remarkably similar
results at the same time working
independently of one another. Meyer's 1864
textbook included a rather abbreviated
version of a periodic table used to classify
the elements. This consisted of about half
of the known elements listed in order of
their atomic. In 1868, Meyer constructed an
extended table which he gave to a
colleague for evaluation. Unfortunately for
Meyer, Mendeleev's table became available
to the scientific community via publication
(1869) before Meyer's appeared (1870).
Dmitri Ivanovich Mendeleev (18341907), the youngest of 17 children was
born in the Siberian town of Tobol'sk where
his father was a teacher of Russian

literature and philosophy. Mendeleev was
not considered an outstanding student in his
early education. After his father's death, he
and his mother moved to St. Petersburg to
pursue a university education. After being
denied admission to both the University of
Moscow and St. Petersburg University
because of his provincial background and
unexceptional academic background, he
finally earned a place at the Main
Pedagogical Institute (St. Petersburg
Institute). Upon graduation, Mendeleev
took a position teaching science in a
gymnasium. After a time as a teacher, he

bảng tuần hoàn,
nhà hóa học người
Đức Lothar Meyer
hay
Dmitri
Mendeleev người
Nga. Cả hai nhà
hóa học này đều
đưa ra kết quả
tương tự cùng một
thời gian, họ đều
làm việc độc lập.
Quyển sách được viết bởi Meyer vào
năm 1864 kèm một bản thảo viết tắt về
bảng tuần hoàn dùng để phân loại các

nguyên tố. Bản thảo này đề cập đến khoảng
một nửa các nguyên tố đã biết được sắp xếp
theo trọng lượng nguyên tử. Năm 1868,
Meyer xây dựng bảng tuần hoàn mở rộng
mà ông đã đưa cho một đồng nghiệp đánh
giá. Nhưng không may cho Meyer, bảng
tuần hoàn của Mendeleev đã trở nên phổ
biến đối với giới khoa học thông qua việc
xuất bản (1869) trước khi bảng tuần hoàn
của Meyer xuất hiện (1870).
Dmitri Ivanovich Mendeleev (18341907), người trẻ nhất trong 17 người sinh
ra tại thị trấn Siberia Tobol'sk nơi cha ông
là một giáo viên văn học và triết học
Nga. Mendeleev đã không được coi là
một học sinh nổi bật trong những năm đầu
đi học. Sau cái chết của cha mình, ông và
mẹ chuyển đến St. Petersburg theo học đại
học. Sau khi từ chối nhập học vào cả hai
trường Đại học Moscow và Đại học St.
Petersburg vì lịch sử của quê ông và vì ông
chỉ là một sinh viên bình thường, nhưng
cuối cùng ông giành được một vị trí tại học
viện dạy các môn khoa học chính thức (học
viện St. Petersburg). Sau khi tốt nghiệp,
Mendeleev đảm nhận vị trí giảng dạy các
môn khoa học ở trong nhà tập thể dục. Sau
một thời gian là giáo viên, ông được công

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 18

“Periodic Table of The Elements”
was admitted to graduate work at St.
Petersburg University where he earned a
Master's degree in 1856. Mendeleev so
impressed his instructors that he was
retained to lecture in chemistry. After
spending 1859 and 1860 in Germany
furthering his chemical studies, he secured
a position as professor of chemistry at St.
Petersburg University, a position he
retained until 1890. While writing a
textbook
on
systematic
inorganic
chemistry, Principles of Chemistry, which
appeared in thirteen editions the last being
in 1947, Mendeleev organized his material
in terms of the families of the known
elements
which
displayed
similar
properties. The first part of the text was
devoted to the well known chemistry of the
halogens. Next, he chose to cover the
chemistry of the metallic elements in order
of combining power - alkali metals first ,

alkaline earths, etc. However, it was
difficult to classify metals such as copper
and mercury which had multiple combining
powers. Mendeleev noticed patterns in the
properties and atomic weights of halogens,
alkali metals and alkaline earths metals. He
observed similarities between the series ClK-Ca , Br-Rb-Sr and I-Cs-Ba. In an effort
to extend this pattern to other elements, he
created a card for each of the 63 known
elements. Each card contained the
element's symbol, atomic weight and its
characteristic chemical and physical
properties. When Mendeleev arranged the
cards on a table in order of ascending
atomic weight grouping elements of similar
properties together in a manner not unlike
the card arrangement in his favorite solitare
card game, patience, the periodic table was
formed. From this table, Mendeleev
developed his statement of the periodic law

nhận luận án tốt nghiệp tại Đại học St.
Petersburg nơi ông nhận bằng Thạc sĩ vào
năm 1856. Mendeleev rất ấn tượng giảng
viên của mình nên ông đã được giữ lại để
làm giảng viên hóa học. Sau khi dành năm
1859 và 1860 ở Đức để nghiên cứu hóa
học, ông đảm nhận một vị trí như là giáo sư
hóa học tại Đại học St. Petersburg, giữ vị
trí này cho đến năm 1890. Trong khi viết

một quyển sách về hệ thống hóa học vô cơ,
những nguyên tắc hóa học, tái bản lần thứ
mười ba và lần tái bản cuối cùng vào năm
1947. Mendeleev đã trình bày tài liệu của
mình bằng những thuật ngữ về những
nhóm nguyên tố đã biết có tính chất tương
tự. Phần đầu của sách đã được đề cập rất
nhiều đến nhóm được biết đến nhiều nhất
trong hóa học, đó là nhóm halogen. Tiếp
theo, ông đã tổng quát các nguyên tố kim
loại theo thứ tự lực liên kết - kim loại kiềm
trước đến kiềm thổ, vv. Tuy nhiên, rất khó
để phân loại kim loại như đồng và thủy
ngân trong đó có nhiều khả năng kết hợp.
Mendeleev đã ghi nhận sự giống nhau về
tính chất và khối lượng nguyên tử của các
nguyên tố nhóm halogen, các kim loại kiềm
và kim loại kiềm thổ. Ông quan sát tương
tự giữa các nguyên tố như Cl-K-Ca, BrRb-Sr và I-Cs-Ba. Trong một nỗ lực để mở
rộng tính chất này đến các nguyên tố khác,
ông đã tạo ra một tấm thẻ cho mỗi nguyên
tố trong số 63 nguyên tố đã biết. Mỗi thẻ có
chứa kí hiệu của nguyên tử, khối lượng
nguyên tử , tính chất hóa học và vật lý đặc
trưng. Khi Mendeleev sắp xếp các thẻ trên
một bảng theo thứ tự tăng dần khối lượng
nguyên tử , nhóm các nguyên tố có tính
chất tương tự nhau theo cách riêng chứ
không giống như sự sắp xếp các tấm thẻ
trong trò chơi thẻ Solitare yêu thích của

mình, một cách kiên nhẫn, bảng tuần hoàn
đã được hình thành. Từ bảng này,

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 19


“Periodic Table of The Elements”
and published his work On the Relationship
of the Properties of the Elements to their
Atomic Weights in 1869. The advantage of
Mendeleev's table over previous attempts
was that it exhibited similarities not only in
small units such as the triads but also
showed similarities in an entire network of
vertical,
horizontal,
and
diagonal
relationships. In 1906, Mendeleev came
within one vote of being awarded the Nobel
Prize for his work.
At the time that Mendeleev developed
his periodic table since the experimentally
determined atomic masses were not always
accurate, he reordered elements despite
their accepted masses. For example, he
changed the weight of beryllium from 14 to
9. This placed beryllium into Group 2
above magnesium whose properties it more

closely resembled than where it had been
located above nitrogen. In all Mendeleev
found that 17 elements had to be moved to
new positions from those indicated strictly
by atomic weight for their properties to
correlate with other elements. These
changes indicated that there were errors in
the accepted atomic weights of some
elements . However, even after corrections
were made by redetermining atomic
weights, some elements still needed to be
placed out of order of their atomic weights.
From the gaps present in his table,
Mendeleev predicted the existence and
properties of unknown elements which he
called eka-aluminum, eka-boron, and ekasilicon. The elements gallium, scandium
and germanium were found later to fit his
predictions quite well. In addition to the
fact that Mendeleev's table was published
before Meyers', his work was more
extensive predicting new or missing
elements. In all Mendeleev predicted the

Mendeleev phát triển phát biểu của ông về
định luật tuần hoàn và xuất bản thành quả
của mình với tựa để Mối quan hệ của các
tính chất và khối lượng nguyên tử của các
nguyên tố vào năm 1869. Thuận lợi của
bảng Mendeleev qua những nỗ lực trên là
nó thể hiện sự tương tự không chỉ trong các

đơn vị nhỏ như những nhóm ba nguyên tố
mà còn cho thấy sự tương đồng trong toàn
bộ mối quan hệ theo chiều dọc, chiều
ngang và đường chéo. Năm 1906,
Mendeleev một trong những người được
bầu trao giải Nobel cho công trình nghiên
cứu của mình.
Tại thời điểm đó Mendeleev phát
triển bảng tuần hoàn của ông kể từ khi khối
lượng nguyên tử thực nghiệm xác định là
chưa chính xác, ông sắp xếp lại thứ tự các
nguyên tố mặc dù khối lượng của chúng
được chấp nhận. Ví dụ, ông đã thay đổi
trọng lượng của beri từ 14 xuống 9. Beri
đặt vào nhóm 2 mà tính chất của chúng có
phần giống magiê hơn là ở vị trị nằm trên
nitơ. Trong tất cả các nguyên tố đã biết,
Mendeleev nhận thấy 17 nguyên tố phải
được xếp vào vị trí mới từ những xác định
một cách chặt chẽ khối lượng nguyên tử để
có thể biết được tính chất của chúng có liên
quan đến tính chất các nguyên tố
khác. Những thay đổi này chỉ ra rằng có
những sai sót trong việc quy ước khối
lượng nguyên tử của một số nguyên tố. Tuy
nhiên, sau khi chỉnh sửa đã được thực hiện
bởi việc xác định lại khối lượng nguyên tử,
một số nguyên tố vẫn cần phải được đưa ra
khỏi sự sắp xếp theo khối lượng nguyên tử
của chúng. Từ những khoảng trống xuất

hiện trong bảng của mình, Mendeleev dự
đoán sự tồn tại và tính chất của các nguyên
tố chưa biết mà ông gọi là eka-nhôm, ekabo và eka-silic. Các nguyên tố gali, scandi
và germani đã được tìm thấy sau đó, phù

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 20


“Periodic Table of The Elements”
existence of 10 new elements, of which
seven were eventually discovered - the
other three, atomic weights 45, 146 and 175
do not exist. He also was incorrect in
suggesting that the element pairs of argonpotassium, cobalt-nickel and telluriumiodine should be interchanged in position
due to inaccurate atomic weights. Although
these elements did need to be interchanged,
it was because of a flaw in the reasoning
that periodicity is a function of atomic
weight.

hợp với dự đoán của ông. Hơn thế nữa là
bảng Mendeleev đã được công bố trước
bảng của Meyer, bảng của ông mang tính
dự đoán tổng quát hơn về các nguyên tố
mới hoặc mất tích. Mendeleev dự đoán sự
tồn tại của 10 nguyên tố mới, trong đó có
bảy đã được tìm ra còn ba nguyên tố còn lại
có khối lượng nguyên tử là 45, 146 và 175
không tồn tại. Ông cũng đã sai trong việc

đề xuất rằng các cặp nguyên tử argon-kali,
coban-niken và telu-iot nên thay đổi vị trí
do khối lượng nguyên tử không chính
xác. Mặc dù những nguyên tố này không
cần phải thay đổi cho nhau theo mối liên
quan rằng sự tuần hoàn là một hàm của
khối lượng nguyên tử.

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 21


“Periodic Table of The Elements”

LỜI CẢM ƠN!
Sau một thời gian nghiên cứu, đề tài “Periodic Table of The Elements” đã hoàn
thành. Lời đầu tiên, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc nhất đến thầy
Dương Tuấn Quang đã hướng dẫn tận tình trong suốt quá trình xây dựng và hoàn thiện đề
tài này.
Em xin chân thành cảm ơn quý thầy cô khoa Hóa học - Trường Đại học Sư phạm
Huế cùng tất cả các thầy cô giáo đã tận tình giảng dạy, trang bị kiến thức cho em trong
suốt quá trình học tập, nghiên cứu.
Tuy đã có nhiều cố gắng, nhưng do kiến thức còn hạn hẹp cũng như vốn từ vựng về
các thuật ngữ còn hạn chế, ít ỏi nền trình bày đề tài của em còn sơ sài, nhiều thiếu sót,
bản dịch còn chưa sát. Em rất mong nhận được những ý kiến đóng góp từ quý thầy cô để
đề tài này có thể hoàn thiện hơn.
Em xin chân thành cám ơn!

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 22

“Periodic Table of The Elements”

KẾT LUẬN
Sau một thời gian tìm hiểu, nghiên cứu hoàn thành đề tài, bước đầu em đã thu
được nhiều kết quả cho bản thân. Đó là trau dồi thêm vốn kiến thức về Hóa học, đặc biệt
là tăng thêm vốn từ vựng tiếng anh chuyên ngành. Đó là những kiến thức bổ ích cho em
sau này trong quá trình giảng dạy.
Vì thời gian và năng lực có hạn, đề tài không tránh những sai sót. Rất mong được
sự thông cảm và ý kiến đóng góp xây dựng của quý thầy cô và các bạn để đề tài hoàn
thiện hơn. Một lần nữa xin bày tỏ lòng cảm ơn đến thầy Dương Tuấn Quang cùng các bạn
đã tạo điều kiện giúp em hoàn thành đề tài này.

GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 23


“Periodic Table of The Elements”

TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. />2. />3. />
GVHD: PGS.TS Dương Tuấn Quang
SVTH: Phạm Thị Hồng Phượng – Hóa 3A 24