tiểu luận cơ sở lý thuyết tìm hiểu bảng tuần hoàn Mendenleev

LỜI CẢM ƠN!
Sau một thời gian nghiên cứu, đề tài “Tìm hiểu bảng tuần hoàn các nguyên tố
hóa học Mendeleev” đã hoàn thành. Lời đầu tiên, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân
thành và sâu sắc nhất đến thầy Trần Dương 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 cảm ơn!
LỜI MỞ ĐẦU
Đầu giữa thế kỷ XIX thế giới đã tích lũy được nhiều kiến thức và tài liệu thực
nghiệm về các nguyên tố hóa học, trong đó có lẫn lộn cả đúng cả sai. Đến lúc bấy giờ
đã có hơn 60 nguyên tố được tìm ra, nhiều hợp chất hóa học khác nhau đã được
nghiên cứu, nhiều tính chất đặc trưng của nguyên tố, hợp chất đã được thiết lập,…
Tuy nhiên, sự phát triển của khoa học kỹ thuật và công nghiệp bấy giờ đòi hỏi
phải tiếp tục nghiên cứu về các nguyên tố và hợp chất của chúng một cách mạnh mẽ
và có hệ thống. Điều này đã đặt ra cho các nhà khoa học vấn đề hệ thống hóa các
nguyên tố nhằm tìm ra các quy luật chung nói lên mối quan hệ giữa chúng với nhau.
Nhiều công trình nghiên cứu đã đề ra những cách phân loại nguyên tố hoặc tìm
ra một số quy luật biến đổi tính chất của chúng. Chẳng hạn như Berzelins phân chia
các nguyên tố thành kim loại, á kim; Dobreiner sắp xếp các nguyên tố thành từng bộ
ba giống nhau, định luật “bát bộ” của Newland, sự biến đổi tuần hoàn thể tích nguyên

1


tử theo khối lượng nguyên tử của Mayer,… Tuy vậy các nhà bác học đó vẫn chưa

khám phá được thực chất của định luật tuần hoàn.
Trong quá trình nghiên cứu và sắp xếp các nguyên tố, nhà bác học người Nga
Medneleev đã phân tích một cách sâu sắc mối quan hệ
giữa khối lượng nguyên tử với những tính chất lý, hóa
học, đặc biệt là hóa trị của chúng. Ông nhận thấy có
sự biến đổi tuần hoàn những tính chất đó theo chiều
tăng của khối lượng nguyên tử.
Năm 1869, Mendeleev công bố định luật tuần
hoàn và thể hiện định luật đó dưới dạng một bảng:
Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học hay gọi là hệ
thống tuần hoàn.
Hệ thống tuần hoàn không chỉ là sự sắp xếp giản đơn các nguyên tố theo tính
chất hóa học và một số tính chất vật lý của chúng, mà nó còn thể hiện một trong
những định luật cơ bản của tự nhiên. Vì vậy vừa mới ra đời nó đã tỏ ra là một công cụ
sắc bén trong việc nghiên cứu hóa học và một số ngành khoa học khác.
Trong nghiên cứu, giảng dạy và học tập môn hóa học bảng tuần hoàn là công cụ
vô cùng quan trọng và hữu ích. Đó là lý do tôi chọn đề tài “Tìm hiểu bảng tuần hoàn
các nguyên tố hóa học Mendeleev”
CHƯƠNG 1: GIỚI THIỆU VỀ BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC MENDELEEV.

 Vài nét về Dmitri Ivanovich Mendeleev
Dmitri Ivanovich Mendeleev (cũng được La tinh hoá là Mendeleyev; tiếng
Nga: Дмии́трий Иваи́нович Менделеи́ев, đọc theo tiếng Việt là Đi-mi-tri I-va-no-vích
Men-đê-lê-ép), sinh ngày 27 tháng 1 năm 1934 ở thành phố To-bon (Tobonxk), trong
một gia đình có 17 người con, bố là hiệu trưởng trường trung học To-bon. Sau khi tốt
nghiệp Trường Trung học To-bon, ông vào học tại Trường Đại học Sư phạm Pê-téc2


bua và năm 1855, khi tốt nghiệp, ông đã được nhận huy chương vàng. Trong hai năm

1859, 1860 Men-đê-lê-ép làm việc ở Đức. Sau đó, ông trở về nước Nga và được bổ
nhiệm là giáo sư của Trường Đại học Kĩ thuật Pe-téc-bua. Hai năm sau, ông được bổ
nhiệm là giáo sư của Trường Đại học Tổng hợp Pê-téc-bua. Sau 33 năm nghiên cứu
khoa học và giảng dạy, năm 1892 Men-đê-lê-ép được bổ nhiệm làm giám đốc khoa
học bảo tồn của Trạm Cân đo mẫu. Năm 1893, trạm này đổi thành Viện Nghiên cứu
khoa học đo lường mang tên Men-đê-lê-ép.
Kết quả hoạt động sáng tạo vĩ đại nhất của Men-đê-lê-ép là sự phát minh ra định
luật tuần hoàn các nguyên tố năm 1869, lúc đó ông mới 35 tuổi. Ngoài ra, ông còn có
nhiều công trình khác có giá trị như: các nghiên cứu về trọng lượng riêng của dung
dịch nước, dung dịch của rượu - nước và khái niệm về dung dịch. Những công trình
nghiên cứu của Men-đê-lê-ép về dung dịch và phần quan trọng của thuyết dung dịch
hiện đại.
 Sơ lược về sự phát minh ra bảng tuần hoàn:
Thời Trung cổ, loài người đã biết các nguyên tố vàng, bạc, đồng, chì, sắt, thuỷ
ngân và lưu huỳnh. Năm 1649, loài người tìm ra nguyên tố photpho. Đến năm 1869,
mới có 63 nguyên tố được tìm ra. Năm 1817, Đô-be-rai-nơ (J.Dobereiner) nhận thấy
khối lượng nguyên tử của stronti ở giữa khối lượng nguyên tử của hai nguyên tố bari
và canxi. Bộ ba nguyên tố đầu tiên này có tính chất tương tự nhau. Tiếp theo, các nhà
khoa học đã tìm ra các bộ ba khác có quy luật tương tự.
Năm 1862, nhà địa chất Pháp Đờ Săng - cuốc - toa (De Chancourtoi) đã sắp xếp
các nguyên tố hoá học theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử lên một băng giấy
(băng giấy này được cuốn quanh hình trụ theo hình lò xo xoắn). Ông nhận thấy tính
chất của các nguyên tố giống như tính chất của các con số, tính chất đó lặp lại sau mỗi
7 nguyên tố.

3


Năm 1864, Giôn Niu-lan (John Newlands), nhà hoá học Anh, đã tìm ra quy luật:
Mỗi nguyên tố hoá học đều thể hiện tính chất tương tự như nguyên tố thứ 8 khi xếp

các nguyên tố theo khối lượng nguyên tử tăng dần.

Năm
bác

1860, nhà

học

người Nga

Men-đê-lê-

ép đã đề

xuất

tưởng xây

ý

dựng bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học. Năm 1869, ông công bố bản "bảng
tuần hoàn các nguyên tố hoá học" đầu tiên. Năm 1870, nhà khoa học người Đức
Lô-tha Mây-ơ (Lothar Mayer) nghiên cứu độc lập cũng đã đưa ra một bảng tuần
hoàn các nguyên tố hoá học tương tự như bảng của Men-đê-lê-ép.
Trong quá trình nghiên cứu và sắp xếp các nguyên tố, nhà bác học người Nga
Medneleev đã phân tích một cách sâu sắc mối quan hệ giữa khối lượng nguyên tử với
những tính chất lý, hóa học, đặc biệt là hóa trị của chúng. Ông nhận thấy có sự biến
đổi tuần hoàn những tính chất đó theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử.
4

Hệ thống tuần hoàn không chỉ là sự sắp xếp giản đơn các nguyên tố theo tính chất hóa
học và một số tính chất vật lý của chúng, mà nó còn thể hiện một trong những định
luật cơ bản của tự nhiên. Vì vậy vừa mới ra đời nó đã tỏ ra là một công cụ sắc bén
trong việc nghiên cứu hóa học và một số ngành khoa học khác. Dựa vào bảng tuần
hoàn, Mendeleev đã sửa lại khối lượng nguyên tử của khoảng 1/3 số nguyên tố đã biết
lúc bấy giờ, đã tiên đoán sự tồn tại của 11 nguyên tố lúc bấy giờ còn chưa biết, trong
đó ông đã dự đoán đầy đủ tính chất của ba nguyên tố, ít lâu sau người ta tìm ra ba
nguyên tố đó là Sc, Ga, Ge với những tính chất phù hợp một cách kỳ lạ với dự đoán
của Mendeleev.
Bảng tuần hoàn của Mendeleev, được xuất bản trong Tạp chí Đức Annalen der
Chemie und Pharmacie năm 1872. Các tiêu đề cột “Reihen” và “Gruppe” là tiếng
Đức cho “hàng” và “nhóm.” Công thức chỉ ra loại hợp chất được hình thành bởi mỗi
nhóm, với chữ “R” là chữ “bất kỳ phần tử” nào và các chữ viết tắt được sử dụng khi
chúng ta sử dụng các bảng con. Khối lượng nguyên tử được hiển thị sau khi các dấu
hiệu bằng nhau và tăng trên mỗi hàng từ trái sang phải.
Bảng tuần hoàn các nguyên tố có ảnh hưởng lớn đến sự phát triển của hoá học.
Nó không những là sự phân loại tự nhiên đầu tiên các nguyên tố hoá học, cho biết các

5


nguyên tố có mối liên hệ chặt chẽ và hệ thống, mà còn định hướng cho việc nghiên
cứu tiếp tục các nguyên tố mới.
Ngày nay, định luật tuần hoàn vẫn còn là sợi chỉ dẫn đường và là lí thuyết chủ
đạo của hoá học. Trên cơ sở đó, trong những năm gần đây các nguyên tố sau urani đã
được điều chế nhân tạo và được xếp sau urani trong bảng tuần hoàn. Một trong các
nguyên tố đó là nguyên tố 101 đã được điều chế lần đầu tiên năm 1955 và được đặt
tên là mendelevi để tỏ lòng kính trọng nhà bác học Nga vĩ đại.

Việc phát minh ra định luật tuần hoàn và bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học
có giá trị to lớn không những đối với hoá học, mà cả đối với triết học.
Thuyết cấu tạo nguyên tử ở thế kỷ XX đã soi sáng vào định luật tuần hoàn và
bảng tuần hoàn các nguyên tố, tìm ra nhiều điều mới mẻ sâu sắc hơn. Những lời tiên
tri của Men-đê-lê-ép "Định luật tuần hoàn sẽ không bị đe doạ phá vỡ, mà chỉ có sự bổ
sung và phát triển" đã có những bằng chứng tuyệt vời.
CHƯƠNG 2: ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
Giá trị lớn của định luật được định rõ bởi thành công của Mendeleev vào năm
1871 trong việc tìm ra rằng các thuộc tính của 17 nguyên tố có thể tương quan với các
nguyên tố khác bằng cách di chuyển 17 đến các vị trí mới từ những vị trí được chỉ ra
bởi trọng lượng nguyên tử của chúng. Sự thay đổi này chỉ ra rằng có những sai số nhỏ
trong trọng lượng nguyên tử được chấp nhận trước đây của một số nguyên tố và sai số
lớn đối với một số yếu tố khác. kết hợp với một trọng lượng nhất định của một tiêu
chuẩn). Mendeleyev cũng có thể dự đoán sự tồn tại, và nhiều đặc tính, của các nguyên
tố chưa được khám phá eka-boron, eka-aluminium và eka-silicon, bây giờ được xác
định với các nguyên tố scandium ,gallium , và germanium , tương ứng. Tương tự, sau
khi phát hiện ra helium và argon, định luật đã cho phép dự đoán sự tồn tại của neon,
krypton, xenon và radon. Hơn nữa, Bohr đã chỉ ra rằng nguyên tố còn thiếu 72 sẽ
được mong đợi, từ vị trí của nó trong hệ thống tuần hoàn, tương tự như zirconi trong
các tính chất của nó chứ không phải với các đất hiếm; quan sát này đã dẫn G. de
6


Hevesy và D. Coster vào năm 1922 để kiểm tra quặng zirconi và khám phá ra nguyên
tố không rõ, mà chúng đặt tên hafni .
2.1 Định luật tuần hoàn của Mendeleev (giai đoạn hóa học).
Định luật tuần hoàn được Mendeleev phát biểu như sau: “Tính chất của các
nguyên tố cũng như tính chất của các đơn chất và hợp chất cấu tạo nên từ nguyên tố
đó, phụ thuộc tuần hoàn vào khối lượng nguyên tử của chúng”.
Thực chất của định luật là: Nếu sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng dần của

khối lượng nguyên tử, thì qua một số nguyên tố nhất định có sự lặp lại những tính chất
hóa học cơ bản (chu kỳ lặp lại). Như vậy tính chất hóa học của các nguyên tố là hàm
số tuần hoàn với khối lượng nguyên tử của chúng.
Nhưng nếu lấy chiều tăng dần của khối lượng nguyên tử làm nguyên tắc sắp xếp
thì trong một số trường hợp, để đảm bảo sự tuần hoàn phải đổi vị trí của một số
nguyên tố, chẳng hạn Co và Ni, Te và I… và như vậy, phải vi phạm nguyên tắc trên.
Số nguyên tố đất hiếm và vị trí của chúng trong hệ thống tuần hoàn cũng chưa
được xác định một các dứt khoát. Rõ ràng trong cấu tạo nội tại của nguyên tử có điều
gì đó gây nên hiện tượng tuần hoàn mà dựa vào khối lượng nguyên tử không giải đáp
được.
2.2 Định luật tuần hoàn hiện đại (giai đoạn electron).
Bước tiến quan trọng trong việc giải quyết vấn đề nêu trên là tìm được phương
pháp xác định điện tích hạt nhân nguyên tử. Từ đó các nhà khoa học đã kết luận:
“Điện tích hạt nhân nguyên tử, về trị số số học bằng số thứ tự của nguyên tố trong
bảng hệ thống tuần hoàn”.
Như vậy, các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được sắp xếp theo chiều tăng
dần của điện tích hạt nhân nguyên tử, đồng thời là số thứ tự của nguyên tố trong hệ
thống tuần hoàn. Mỗi nguyên tố ứng với một điện tích hạt nhân xác định, nó quy định
số electron trong lớp vỏ nguyên tử trung hòa và chính lớp vỏ electron này quy định
tính chất hóa học của nguyên tố. Ngày nay nhân loại đã biết hiều dạng nguyên tử có

7


điện tích hạt nhân như nhau, khối lượng khác nhau nhưng vẫn có tính chất tương tự
nhau (hiện tượng đó là các đồng vị).
Ví dụ: Clo có hai đồng vị là 35Cl và 37Cl.
Từ đó, mà ngày nay định luật tuần hoàn được phát biểu như sau: “Tính chất của
các đơn chất cũng như tính chất các dạng hợp chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần
hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố”.

Giữa khối lượng nguyên tử và điện tích hạt nhân nguyên tử có mối liên hệ chặt
chẽ với nhau. Khi điện tích hạt nhân tăng (số proton tăng) thì khói lượng trung bình
của các đồng vị của một nguyên tố cũng tăng (tức là tăng khối lượng nguyên tử).
Nhưng vì trong hạt nhân nguyên tử, số proton và số notron không thay đổi theo một tỷ
lệ nhất định nên ở một số ít trường hợp sự thay đổi khổi lượng nguyên tử không theo
cùng trật tự với sự thay đổi điện tích hạt nhân.
Định luật tuần hoàn hiện đại không phủ định mà trái lại còn khẳng định và chính
xác hóa định luật tuần hoàn do Mendeleev khởi xướng.
2.3 Định luật tuần hoàn dưới giai đoạn mới (giai đoạn hạt nhân).
Sự khám phá ra cấu tạo hạt nhân nguyên tử và mối liên quan có tính quy luật
giữa cấu tạo với các tính chất của hạt nhân có thể phát biểu định luật tuần hoàn dưới
dạng mới sâu sắc và tổng quát hơn như sau: “Các đặc tính của nguyên tử, đơn chất,
hợp chất cũng như của hạt nhân các nguyên tố thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng số
nuclon trong hạt nhân và electron trong vỏ nguyên tử của các nguyên tố”.
Như vậy, định luật tuần hoàn mới đã chỉ ra mối liên hệ có tính quy luật không
những giữa các nguyên tử với nhau mà còn giữa các thành phần của chúng là lớp vỏ
electron và hạt nhân nguyên tử.
Sự phát triển học thuyết cấu tạo nguyên tử đã cho phép mở rộng tính chất tuần
hoàn so với giai đoạn Mendeleev cho phép phát hiện hàng loạt hợp chất vô cơ khác
nhau có tính chất và điều kiện tạo thành được xác định bởi vị trí của các nguyên tố
trong hệ thống tuần hoàn (các hyđrua, cacbua, nitrua, borua, sunfua, kim loại, khí
trơ…). Từ những thành tựu mới này dựa trên cơ sở định luật tuần hoàn và hệ thống
8


tuần hoàn người ta đã thiết lập hàng trăm hệ thống tuần hoàn khác nhau không những
đối với các tiểu phân như nguyên tử, phân tử. ion, hạt nhân và các electron mà còn đối
với tính chất của chúng.
CHƯƠNG 3: CẤU TRÚC HỆ THỐNG TUẦN HOÀN DƯỚI ÁNH SÁNG
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ.

3.1 Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
Ngày nay, dưới ánh sáng của thuyết cấu tạo nguyên tử, các nguyên tố hóa học
được sắp xếp trong bảng tuần hoàn theo nguyên tắc:
- Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên
tử.
- Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một
hàng.
- Các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành
một cột.
3.2 Cấu tạo của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.
3.2.1 Ô nguyên tố.
Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố. Ô
nguyên tố cho biết: Số hiệu nguyên tử, kí hiệu hoá học, tên nguyên tố, nguyên tử khối
của nguyên tố đó.
Số hiệu nguyên

tử còn gọi là số thứ tự của

nguyên tố trong bảng

tuần hoàn. Số hiệu nguyên tử

có số trị bằng số đơn

vị điện tích hạt nhân và bằng

số

nguyên tử.

electron

trong

Ví dụ:

9


Hiđro (H) chiếm ô 1 trong bảng tuần hoàn, vậy số hiệu nguyên tử của nguyên tố
H là 1, số đơn vị điện tích hạt nhân là 1, trong hạt nhân có 1 proton và vỏ nguyên tử
của H có 1 electron.
3.2.2 Chu kỳ.
Chu kỳ là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron (có
cùng trị số n), chỉ khác nhau ở số electron của các lớp bên ngoài và được sắp xếp theo
chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. Mỗi khi hình thành một lớp electron mới lại
xuất hiện một chu kì mới. Số chu kỳ ứng với số lớp electron.
Một chu kỳ là một hàng ngang trong bảng tuần hoàn. Mỗi chu kỳ gồm một số
nguyên tố nhất định ứng với số lớp electron điền vào các lớp bên ngoài từ lúc bắt đầu
xây dựng phân lớp ns (hyđro hoặc kim loại kiềm) đến khi kết thúc phân lớp np 6 (các
khí trơ). 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 nguyên tố.
Các nguyên tố trong cùng chu kỳ có xu hướng tương tự trong bán kính nguyên
tử, năng lượng ion hóa, ái lực electron và độ âm điện. Chuyển từ trái sang phải qua
một chu kỳ, 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
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

10


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.

 Chu kì 1
Chu kì đầu tiên chứa ít nguyên tố hơn 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
11


Chu kì bốn chứa 18 nguyên tố, bắt đầu với kali và kết thúc với krypton. Theo
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:
- 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.
3.2.3 Nhóm.
12


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 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
13


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.
3.2.4 Phân nhóm.
Phân nhóm gồm các nguyên tố có cấu trúc electron ở lớp ngoài cùng hoặc của
những phân lớp ngoài cùng giống nhau.
Phân nhóm chính gồm các nguyên tố s hoặc p có cấu hình electron lớp ngoài
cùng tương ứng là nsx hoặc ns2npx-2 .Chúng luôn có số electron ngoài cùng bằng số
nhóm (x là số thứ tự phân nhóm).
Phân nhóm phụ gồm các nguyên tố d có cấu hình electron các phân lớp ngoài
cùng là (n-1)dx-2ns2 ( có một số ngoại lệ Cu, Ag, Au có cấu hình (n-1)d 10ns1).

Phân nhóm phụ thứ cấp gồm các nguyên tố f có cấu hình electron lớp ngoài cùng
là (n-2)f2-14(n-1)d0-1ns2
 Ghi chú: Các nguyên tố Zn, Cd, Hg có cấu hình electron là d 10 chúng không
được coi là nguyên tố chuyển tiếp cũng không phải là kim loại điển hình.
CHƯƠNG 4: SỰ PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
4.1 Khí trơ.
Nguyên tử của chúng có cấu hình electron ns 2 np6 ( trừ He : 1s2). Ở các nguyên
tố này tất cả các lớp electron đều đã bão hòa hoặc giả bão hòa.Sự giả bão hòa xảy ra
khi có 8 hoặc có 18 electron ở những lớp M ,N, O, P (nếu là bão hòa thì lớp M phải có
18 electron, lớp N: 32 electron, lớp O:50 electron…). Tất cả các electron đều nằm ở
các phân lớp đã đầy đủ, các electron ngoài cùng là electron s và electron p đã đầy đủ.
Vì vậy chúng khó tham gia phản ứng hóa học hơn các nguyên tố khác. Cho đến nay
chưa tìm thấy hợp chất bền của các khí trơ nhẹ như heli, argon.
Trong tất cả các trạng thái tập hợp, chúng tồn tại ở dạng nguyên tử riêng biệt và
tạo thành rất ít hợp chất hóa học. Các lực tác dụng giữa các nguyên tử khí trơ rất yếu
14


và không định hướng (lực khuếch tán, lực Vanđevan). Vì vậy các khí trơ có nhiệt độ
nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, các tinh thể được sắp xếp đặc khít nhất.
4.2 Các nguyên tố điển hình.
Ở các nguyên tố này, tất cả các lớp electron đều bão hòa hoặc giả bão hòa, trừ
lớp ngoài cùng có cấu hình từ ns1 đến ns2 np5.
Tính chất hóa học của các nguyên tố loại này chủ yếu phụ thuộc vào khuynh
hướng thu hay nhường electron để có cấu hình electron.
Thuộc loại này gồm các kim loại mạnh và tất cả các á kim.
+ Các kim loại mạnh nguyên tử của chúng có từ 1 đến 3 electron bên ngoài cấu
hình trơ và có khả năng tạo thành các cation đơn có cấu hình trơ. Những ion này
thường không màu và nghịch tử. Các nguyên tố này rất ít có khuynh hướng tạo thành
liên kết cộng hóa trị. Hóa trị của chúng thường không thay đổi hoặc ít thay đổi.

Đó là các kim loại kiềm, kiềm thổ, các nguyên tố IIIA (trừ Bo).
+ Các á kim gốm các nguyên tố có từ 4 đến 7 electron lớp ngoài cùng. Chúng có
thể tạo thành các liên kết cộng hóa trị và chính những liên kết đó là đặc trưng cho
tương tác hóa học của chúng.
Đối với đa số các nguyên tố loại này cũng có thể tạo thành các anion đơn nhưng
hầu hết các anion này chỉ có thể tồn tại ở trạng thái rắn (trừ các halogenua).
Một số nguyên tố nặng nhất trong khu vực này của hệ thống tuần hoàn thực ra là
những kim loại do khả năng mất đi N-2 electron (N là số nhóm) để tạo thành cation.
Tuy vậy chúng cũng có thể tạo thành các liên kết cộng hóa trị khi sử dụng tất cả các
electron bên ngoài.
Việc tách các electron ra khỏi nguyên tử ngày càng khó khăn khi số thứ tự của
nhóm tăng lên, vì vậy đường phân chia ranh giới của kim loại và á kim chạy dọc theo
đường chéo của hệ thống tuần hoàn từ Bo đến Te (thật ra không có ranh giới dứt khoát
giữa kim loại và á kim).
4.3 Các nguyên tố chuyển tiếp.

15


Gồm những nguyên tố có hai lớp e ngoài chưa đầy đủ, trong đó phân lớp n-1 ứng
với cấu hình (n-1)d1→9. Theo trên thì có 4 dãy nguyên tố chuyển tiếp ứng với các phân
lớp 3d, 4d, 5d và 6d (chưa đầy đủ). Các dãy bắt đầu từ các nguyên tố phân nhóm IIIB
(Sc, Y, La, Ac) và kết thúc bằng các nguyên tố Ni, Pd, Pt. Tuy vậy, người ta thường
xếp các nguyên tố: Cu, Ag, Au; Zn, Cd, Hg vào loại các nguyên tố chuyển tiếp do tính
chất vật lý và hóa học có nhiều điểm giống với các nguyên tố đó.
Như vậy, người ta thường xếp bốn dãy nguyên tố chuyển tiếp sau:
Sc____________Zn
Y____________Cd
La____________Hg
Ac____________...

Tất cả các nguyên tố chuyển tiếp đều thuộc các phân nhóm phụ loại một gồm 33
nguyên tố. Tất cả đều là kim loại có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao hơn các kim
loại thuộc phân nhóm chính.
Các nguyên tố chuyển tiếp vì có phân lớp (n-1)d chưa đầy đủ nên gây ra một số
tính chất đặc trưng so với các nguyên tố thuộc phân nhóm chính:
- Có nhiều trạng thái hóa trị do có sự thay đổi tính chất axit-bazơ, có tính chất oxi
hóa khử của các hợp chất trong một giới hạn rộng rãi.
- Hợp chất thường có tính thuận từ.
- Hợp chất thường có màu.
- Các đơn chất và hợp chất thường có tính xúc tác.
- Có nhiều khả năng tạo phức chất.
4.4 Các Lantanit và Actinit.
Các nguyên tố thuộc họ Lantanit và Actinit có ba lớp electron bên ngoài chưa
đầy đủ, trong đó có phân lớp (n-2)f. Nhìn chung, nguyên tử của các nguyên tố này có
cấu hình electron (n-2)f1-14 (n-1)d1 hoặc 0 ns2. Chúng tạo thành các cation và các hợp chất
cộng hóa trị trong đó nguyên tử có hai phân lớp (n-1)d và (n-2)f chưa đầy đủ.
Thuộc loại này có hai dãy nguyên tố:
16


- 14 nguyên tố họ Lantanit.
- 14 nguyêntố họ Actinit.
Tất cả các Lantanit đều cho các cation hóa trị 3, tạo thành các muối bền và về
nhiều mặt (hầu như tất cả) giống với các muối tương ứng của Sc và Y.
Trong số các đặc tính của họ này thì đặc tính chủ yếu là có hóa trị bất thường đối
với nguyên tố ở đầu, ở giữa và ở cuối dãy; (Ce, Tb có hóa trị 4 bền; Eu, Yb có hóa trị
2 bền). Cũng giống như các nguyên tố chuyển tiếp và cũng do các nguyên nhân tương
tự, các Lantanit cho các ion có màu và thuận từ.
Tính chất của các Lantanit rất giống nhau, cấu hình electron của 14 nguyên tố
trong họ chỉ khác nhau ở phân lớp 4f.

Ví dụ:
Ce.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6 6s2

Pr.

…………………………………. …4f3…...……

Nd.

…………………………………. …4f4…...……

Pm.

…………………………………. …4f5…...…...

...
Yb.

…………………………………. …4f14…...….

Phân lớp (n-2)f ở lớp thứ 3 kể từ ngoài vào nên ít ảnh hưởng đến tính chất của
các nguyên tố trong họ.
Tính chất của các Actinit cũng tương tự như các Lantanit nhưng phức tạp hơn.
Về nhiều mặt, Th tương tự như Ce nhưng những nguyên tố tiếp sau từ Pa đến Am đã
thể hiện những đặc tính mà không có nguyên tố nào trong hệ thống tuần hoàn có cả.
Tuy nhiên đến Cm thì tính chất của nó lại rất giống với Gd, và các nguyên tố tiếp theo
lại giống rất nhiều với các Lantanit tương ứng.
CHƯƠNG 5: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CỦA MỘT SỐ TÍNH CHẤT

QUAN TRỌNG
5.1 Bán kính nguyên tử.

17


Bán kính nguyên tử thay đổi theo cách có thể dự đoán và giải thích được trong
toàn bảng tuần hoàn. Ví dụ, bán kính nguyên tử thường giảm dọc theo mỗi chu kỳ của
bảng tuần hoàn, từ các kim loại kiềm đến các khí hiếm; và tăng theo chiều từ trên
xuống trong mỗi nhóm. Bán kính tăng mạnh giữa khí hiếm ở cuối mỗi chu kỳ và kim
loại kiềm ở đầu chu kỳ tiếp theo. Các xu hướng này của bán kính nguyên tử (cũng như
nhiều tính chất vật lý và hóa học khác của các nguyên tố) có thể giải thích bằng lý
thuyết về lớp vỏ electron của nguyên tử; chúng cung cấp bằng chứng quan trọng cho
sự phát triển và xác nhận của cơ học lượng tử.
Các electron trong phân lớp 4f, được lấp đầy dần dần từ xeri (Z = 58)
đến ytterbi (Z = 70) tỏ ra không hiệu quả trong việc che chắn điện tích hạt nhân tăng
lên từ các phân lớp ra ngoài. Kết quả là các nguyên tố ngay sau nhóm lantan có bán
kính nguyên tử nhỏ hơn như dự đoán và hầu như bằng đúng bán kính nguyên tử các
nguyên tố nằm ngay phía trên chúng. Hiện tượng này được gọi là sự co ở họ lantanit,
nổi bật từ đầu họ này tới platin (Z = 78), từ sau đó bị che khuất bởi một hiệu ứng
tương đối tính gọi là "hiệu ứng cặp trơ". Một hiệu ứng có nguồn gốc và biểu hiện
tương tự, sự co khối d, xảy ra giữa khối d và khối p và khó nhận thấy hơn so với sự co
ở họ lantan.

Quan hệ giữa số nguyên tử và bán kính nguyên tử
5.2 Năng lượng ion hóa.

18

Mức năng lượng ion hóa thứ nhất (IE1 hay I1) là năng lượng cần thiết để tách
một electron ra khỏi nguyên tử, và các mức năng lượng thứ 2, thứ 3,… định nghĩa
tương tự. Đối với một nguyên tử cho trước, các mức năng lượng ion hóa tiếp theo
tăng theo mức độ ion hóa. Các electron ở các orbital càng gần thì chịu lực hút tĩnh
điện càng lớn; do đó lượng năng lượng cần thiết để tách electron tăng càng nhiều.
Năng lượng ion hóa tăng về phía trên bên phải của bảng tuần hoàn.
Các bước nhảy lớn trong năng lượng ion hóa phân tử liên tiếp xuất hiện khi tách
một electron khỏi cấu hình khí hiếm (lớp vỏ bão hòa). Chẳng hạn, năng lượng ion hóa
thứ nhất và thứ hai của magiê lần lượt là 738 kJ/mol và 1450 kJ/mol, nhưng năng
lượng ion hóa thứ ba, từ Mg 2+(có cấu hình khí hiếm 1s 22s22p2) xuống Mg3+ (1s22s22p1)
đạt tới 7730 kJ/mol.

Năng lượng ion hóa. Mỗi chu kỳ bắt đầu ở mức thấp nhất của các kim loại kiềm,
và kết thúc lớn nhất ở các khí hiếm.
5.3 Độ âm điện.
Độ âm điện là khuynh hướng một nguyên tử hút các electron. Độ âm điện của
nguyên tử chịu ảnh hưởng của cả số hiệu nguyên tử và khoảng cách giữa các electron
hóa trị và các hạt nhân. Độ âm điện càng cao thì khả năng hút electron càng mạnh.
19


Khái niệm này được Linus Pauling đề xuất đầu tiên năm 1932 và thang Pauling vẫn là
cơ sở tham chiếu rộng rãi cho độ âm điện tới ngày nay, tuy cũng tồn tại các phương
pháp khác. Nhìn chung, độ âm điện tăng từ trái qua phải trong một chu kỳ, và giảm từ
trên xuống trong một nhóm. Do đó flo có độ âm điện lớn nhất trong các nguyên tố,
trong khi xêsi có độ âm điện thấp nhất, chí ít là theo các nguồn dữ liệu chủ chốt đã có.
Có những ngoại lệ về nguyên tắc chung này. Galli và germani có độ âm điện cao
hơn nhôm và silic theo thứ tự do sự co khối d. Những nguyên tố của chu kỳ 4 nằm
ngay sau dòng đầu tiên của các kim loại chuyển tiếp có bán kính nguyên tử nhỏ bất
thường do các electron 3d không che chắn hiệu quả điện tích hạt nhân gia tăng, và

kích thước nguyên tử nhỏ hơn tương ứng độ âm điện lớn hơn. Độ âm điện cao bất
thường của chì, nhất là khi so sánh với thalli và bismuth, dường như là một hệ quả của
sự chọn lọc dữ liệu công bố (cũng như sự thiếu thốn dữ liệu) - các phương pháp tính
toán khác phương pháp Pauling đều thể hiện xu hướng tuần hoàn bình thường của các
nguyên tố này.

Đồ thị thể hiện sự gia tăng độ âm điện so với số nhóm được chọn.

20


5.4 Ái lực electron.
Ái lực electron của một nguyên tử là lượng năng lượng giải phóng ra khi electron
thêm vào nguyên tử trung hòa để tạo thành ion âm. Mặc dù ái lực electron thay đổi
với những khoảng rất lớn, người ta vẫn quan sát thấy có những dáng điệu nhất định.
Nhìn chung, phi kim có giá trị ái lực electron dương nhiều hơn kim loại, với clo có giá
trị ái lực electron cao hơn cả. Ái lực electron của khí hiếm chưa đo đạc được một cách
thuyết phục, cho nên chúng có hoặc không có các giá trị âm nhỏ.
Ái lực electron tăng theo chu kỳ. Điều này là do sự lấp đầy lớp vỏ hóa trị của
nguyên tử; một nguyên tử nhóm 17 giải phóng nhiều năng lượng hơn nguyên tử nhóm
1 nhận một electron vì nó đạt đến lớp vỏ hóa trị bão hóa và do đó bền hơn. Với cách
giải thích tương tự, ta có thể trông đợi quan sát thấy xu hướng giảm ái lực electron từ
trên xuống trong một nhóm. Electron thêm vào sẽ rơi vào orbital nằm xa hạt nhân
hơn. Do vậy electron này sẽ ít bị hút vào hạt nhân hơn và có thể giải phóng ít năng
lượng hơn khi được thêm vào. Tuy nhiên, theo chiều từ trên xuống, khoảng 1/3 các
nguyên tố là bất thường, với các nguyên tố nặng hơn có ái lực electron cao hơn so với
nguyên tố cùng nhóm mà nhẹ hơn. Phần lớn điều này là do sự che chắn kém bởi các
electron lớp d và f. Việc giảm đều đặn ái lực electron chỉ đúng với các nguyên tử
nhóm 1.

21


Sự phụ thuộc ái lực nguyên tử vào số hiệu nguyên tử. Các giá trị thường tăng
theo mỗi chu kì, lên cao nhất ở halogen trước khi giảm dốc đứng ở khí hiếm. Các
đỉnh địa phương xuất hiện ở hiđrô, kim loại kiềm thổ và các nguyên tố nhóm 11. Các
chỗ lõm địa phương xuất hiện ở kim loại kiềm thổ, nitơ, phôtpho, mangan và rheni.
5.5 Tính kim loại.
Năng lượng ion hóa, độ âm điện và ái lực electron càng thấp thì tính kim loại
càng mạnh và ngược lại, tính phi kim tăng thì các giá trị trên càng lớn. Theo đó, tính
kim loại có khuynh hướng giảm trong chu kỳ và, với một số vị trí không đều đặn chủ
yếu do khả năng chắn hạt nhân kém bởi electron các phân lớp d và f cùng hiệu ứng
tương đối tính, có khuynh hướng tăng dần trong một nhóm. Vì vậy, hầu hết các
nguyên tố có tính kim loại mạnh nhất (như xezi và franci) nằm ở góc dưới bên trái của
bảng tuần hoàn truyền thống và hầu hết các nguyên tố có tính phi kim mạnh nhất
(oxi, flo, clo) ở góc trên bên phải. Sự kết hợp các xu hướng theo chiều đứng và chiều
ngang của tính kim loại giải thích ranh giới gấp khúc chia tách giữa kim loại và phi
kim trên một số phiên bản bảng tuần hoàn, và việc xếp nhóm một số nguyên tố nằm
cạnh đường ranh này thành á kim.
CHƯƠNG 6: CÁC KIỂU BẢNG TUẦN HOÀN
C
H
U
K
Y

NHOM CAC NGUYEN TO

H

ChoA đếnI ngàyIInay, người
ta
đã Vcố gắng
rất nhiều
trong việc
hoàn thiện cách biểu
IV
VIII
III
VI
VII
N

IA IBtiần
IVB công
IVA VB bố
IIA IIB
VA trên
VIIIB
diễn Định
hoàn
IIIB IIIA
và đã
VIIB VIIA
kiểu bảng khác
nhau. VIIIA
Ta sẽ xét qua
G luật
VIB VIA500

1

I

H

He

F

Ne

Cl

Ar

(H)
đặc điểm của
một số kiểu bảng phổ biến và tìm hiểu kĩ về 2 dạng phổ biến nhất là
Be
2 II Li
dạng3 chuIIIkỳNangắnMgvà

C

B

dạngAlchu kỳSi dài.

N

O

P

S

IV KtuầnCa
V ngắn.
Cr
6.1
Bảng
hoàn Scdạng Tichu kỳ
4
V

5

Cu

VI

6

Ag
Ba

Fr

X

OXIT
CAO NHAT

Ra

R2O

Zr

RO

Sn

Tl
Ac

HYDRUA

Sb

Pb

Se

Te
W
Po

RO2

R 2 O5

RO3

RH4

RH3

Ni
Kr

Ru

Rh

Pd
Xe

I
Re

Bi

Co

Br
Tc

Mo

Ta

Ir

Os

Pt
Rn

At

Ns

Ku

R2O3

As

Nb

Hf

La
Hg

Au

Ge

In

Cd

VIII Cs
IX

7

Y

Sr

Rb

VII

Ga

Zn

Fe

Mn

RH2

R2O7

RO4

RH

22

LANTANIT

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Np

Pu

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Cm

Bk

Cf

Es

Er

Tm

Yb

Lu

Md

No

Lr

ACTINIT

Pa

Am

Fm


6.1.1.Nhóm - Phân nhóm.
Các nguyên tố được bố trí thành 8 cột dọc,có số thứ tự từ I đến VIII. Trong mỗi nhóm
được chia thành phân nhóm chính và phân nhóm phụ, tạo nên 2 hàng dọc .
Các phân nhóm chính gồm những nguyên tố điển hình của nhóm, được bắt đầu
từ nguyên tố nằm ở chu kỳ II , tạo thành những cột dọc dài hơn.
Các phân nhóm phụ gồm những nguyên tố hợp thành cột dọc ngắn hơn được bắt
đầu bằng nguyên tố nằm ở chu kỳ IV.
Riêng phân nhóm phụ có 14 phân nhóm phụ thứ cấp tạo bởi những nguyên tử ở
cùng ô với nguyên tố La (Z=57) và Ac (Z=89). Chúng thường được đặt thành 2 dãy
nằm riêng ở cuối bẳng và có tên gọi các nguyên tố Lantanit và Actinit. Mỗi phân
nhóm phụ thứ cấp gồm một nguyên tố Lantanit và một nguyên tố Actinit.
6.1.2 Chu kỳ.
Được bố trí thành hàng ngang và có số thứ tự từ 1 đến 7. Chúng bắt đầu từ kim
loại kiềm và kết thúc bằng nguyên tố khí hiếm (trừ chu kỳ 1).

 3 chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ, trong đó chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt chỉ 2 nguyên
tố, chu kỳ 2 và 3 đều có 8 nguyên tố chúng đều là những nguyên tố điển hình
vì vậy đó là những chu kỳ điển hình
 4 chu kỳ sau là chu kỳ dài. Trong đó
23


- Chu kỳ 4 và 5 có 18 nguyên tố, trong đó có 8 nguyên tố điển hình làm thành 1
hàng ngang và 10 nguyên tố phân nhóm phụ (nguyên tố chuyển tiếp) làm thành một
hàng ngang thứ 2
- Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố (8 nguyên tố điển hình, 10 nguyên tố chuyển tiếp và
14 nguyên tố họ lantanit), chúng được bố trí trên 3 hàng ngang (có 1 hàng ngang của

họ lantanit để ở ngoài bảng chính)
- Chu kỳ 7: về lý thuyết có 32 nguyên tố nhưng hiện nay chưa đầy đủ (chỉ có 19
nguyên tố) gồm 2 nguyên tố phân nhóm chính, 3 nguyên tố chuyển tiếp và 14 nguyên
tố nhóm actinit. Đây là chu kỳ dở dang.
Nhiều tác giả cho rằng dạng ngắn có nhiều ưu điểm:
- Phản ánh tốt nhất mọi mối liên hệ quan trọng nhất giữa các nguyên tố.
- Nêu lên được sự tuần hoàn nội tại trong một chu kỳ.
- Sự phân chia phân nhóm phụ và chính nêu lên được sự khác nhau về tính chất
giữa các nguyên tố của các phân nhóm nhưng cũng nêu lên được sự giống nhau về số
oxi hóa của chúng thì bằng với số nhóm.
Tuy vậy, một số tác giả cho rằng dạng ngắn vẫn còn thiếu sót:
- Các Lantanit và Actinit trên thực tế bị đặt ra ngoài hệ thống chung và không
cho thấy mối liên hệ hữu cơ với các nguyên tố khác trong hệ thống.
- Không phản ánh được sự phát triển liên tục trong một chu kỳ (đối với các chu
kỳ lớn).
- Không nêu được đầy đủ mức độ liên quan giữa các nguyên tố trong cùng một
nhóm.
6.2. Bảng tuần hoàn dạng chu kỳ dài.

24


Khí trơ wefasrarttttrtrtrttrơhiếm

KL kiềm
KL kiềm thổ

Halogen

KL chuyển tiếp

6.2.1.Nhóm - Phân nhóm.
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng gọi
là nguyên tố nhóm s.
+ Cấu hình ns1 : các kim loại kiềm
+ Cấu hình ns2 : các kim loại kiềm thổ
Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng gọi
là các nguyên tố nhóm p.
Vậy, những nguyên tố mà trong nguyên tử, electron cuối cùng điền vào phân mức
s hoặc p của lớp lượng tử ngoài cùng thì hợp thành những nguyên tố thuộc phân
nhóm chính ( hay nhóm A) : Là những nguyên tố điển hình.
Các nguyên tố có electron tiếp theo điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng
gọi là các nguyên tố nhóm d. những nguyên tố này hợp thành những phân nhóm phụ
loại 1 (n-1)d1-10ns2 (nguyên tố kim loại chuyển tiếp).

25