Chương 2 BẢNG TUẦN HOÀN và ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

CHUYÊN ĐỀ 2
BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
A. KIẾN THỨC CẦN NẮM VỮNG
I. BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố hoá học
Các nguyên tố hoá học được xếp vào bảng tuần hoàn dựa trên các hệ nguyên t ắc sau:
a) Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.
b) Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được x ếp Z thành m ột hàng
ngang (chu kì).
c) Các nguyên tố có cùng số electron hoá trị (electron có kh ả năng tham gia vào quá
trình hình thành liên kết hoá học) được xếp thành một cột (nhóm).
2, Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá h ọc
1.Ô nguyên tố
Mỗi nguyên tố hoá học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên t ố.
Số thứ tự nguyên tố = Z = 2n = 2e
2. Chu kì
Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng s ố l ớp electron, đ ược s ắp
xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Số thứ tự của chu kì = Số lớp electron |
Bảng tuần hoàn có 7 chu kì.
• Chu kì nhỏ: Có 3 chu kì.
Chu kì 1: 2 nguyên tử H = He1 lớp electron (n= 1)
Chu ki 2: 8 nguyên tố Li = 10Ne2 lớp electron (n= 2)
Chu kì 3: 8 nguyên tố Na = 18A 3 lớp electron (n = 3) •
Chu kì lớn: Có 4 chu kì.
Chu kì 4: 18 nguyên tố 19K = 36K 4 lớp electron (n = 4)
Chu kì : 32 nguyên tố 3 Rb = 54Xe 5 l ớp electron (n= 5)
Chu kì 6: 32 nguyên tố ssCs = 86Rn 6 lớp electron (n= 6)
Chu kì 7 mới có 23 nguyên tố gìFr – nguyên tố thứ 110:

7 lớp electron (n=7)
- Ở chu kì 5, 14 nguyên tố sau La (có Z từ 58 + 71) đ ược đ ưa ra kh ỏi bàng, l ập thành h ọ
Lantan. Ở chu kì 6, 14 nguyên tố sau Ác (có Z từ 90 – 103) đ ược đ ưa ra kh ỏi hàng lân
thành họ Actini
3. Nhóm nguyên tố
Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron t ương t ự
nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được sắp xếp thành một c ột.
Nguyên từ các nguyên trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và b ằng
số thứ tự của nhóm (trừ một số trường hợp ngoại lệ).
Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 4 nhóm A đánh số t ừ IA đ ến VIIIA và 8
nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB. Mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm VIIIB gồm 3 c ột.
• Nhóm A (Nhóm chính). Gồm các nguyên tố s và p
Khối các nguyên tố s gồm các nguyên tố nhóm IA và nhóm IIA.
Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng đ ược đi ền vào phân
lớp s. Thí dụ:
Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg (Z = 12): 1s22s22p6 3s2
Khội các nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA đến VIIIA (tr ừ He).
Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được đi ền vào phân
lớp p. Thí dụ:.
Al (Z = 13): 1s2 2s22p6 3s2 3p1
Nguyên tử của các nguyên tố thuộc nhóm A có cấu electron ngoài cùng là ns x npy
Số thứ tự (STT) của nhóm A = x + y
Thí dụ: K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 = K thuộc nhóm IA
• Nhóm B (Nhóm phụ). Gồm các nguyên tố d và f
Nguyên tố d là các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng đ ược đi ền vào phân
lớp d
Nguyên tử các nguyên tố d có cấu hình electron hoá trị: (n - 1 )d x nsy. Số thứ tự nhóm
được xác định như sau:

+ Nếu 3 + Nếu x + y = 8, 9, 10 => STT nhóm = 8
+ Nếu x + y > 10 = STT nhóm = (x +y) - 10
Thí du: Cr (Z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Cr thuộc nhóm VIB vì 5 +1 = 6.
Ni (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ni thuộc nhóm VIIIB


Zn (Z = 30): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10  Zn thuộc nhóm IIB vì (10+ 2) - 10 = 2.
Khối các nguyên tố f gồm các nguyên tố xếp thành hai hàng ở cuối bảng. Chúng g ồm 14
nguyên tố họ Lantan (từ Ce (Z = 58) đến Lu (Z = 71)) và 14 nguyên t ố h ọ Actini (t ừ Th
(Z = 90) đến Lr (Z = 103).
Nguyên tố f là các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được đi ền vào phân lớp
f
Chú ý: Với nguyên tử có cấu hình phân lớp ngoài cùng (n – 1) da nsb thì b luôn luôn băng
2, a chọn các giá trị từ 1 10. Trừ hai trường hợp sau:
a + b = 6 thay vì a = 4 và b =2 phải viết a = 5 và b =1 ( hi ện t ượng "bán bão hòa g ấp
phân lớp d").
a + b = 11 thay vì a = 9 và b = 2 phải viết a = 10 và b = 1 (hi ện t ượng "bão hòa g ấp phân
lớp d").
- Hai nguyên tố A và B thuộc cùng một nhóm và ở hai chu kì liên ti ếp (tr ừ 1 và Li) thì
luôn cách nhau 8 ô và 18 ô. Thông th ường bài toán cho thêm tổng s ố h ạt proton (ho ặc
điện tích hạt nhân) của A là B (chẳng hạn m). Khi đó đ ể tìm ZA và Z B (ZA ZB) ta chỉ
việc giải hai hệ phương trình sau, lựa chọn nghiệm phù hợp.
hoặc
- Nếu để cho A và B thuộc hai nhóm liên tiếp thì ta xét hai kh ả năng.
+) Trường hợp 1: A, B thuộc cùng một chu kì t ức là khi đó ta có h ệ:

+) Trường hợp 2: A, B không thuộc cùng chu kì. Khi đó chúng cách nhau 7 ô; 9 ô; 176
hoặc 19 ô. Như vậy ta cần tìm nghiệm phù hợp của 4 hệ ph ương trình sau:
(I);

(II)

(III) ;

(IV)

Nếu chứng minh được A, B thuộc chu kì nhỏ thì ta ch ỉ việc gi ải hệ (I) và (II).
ZA - ZB = 8

( Chu kì nhỏ )

ZA - ZB = 18

( Chu kì lớn )

ZA - ZB = 1
ZA - ZB = 7

( chu kì nhỏ )

ZA - ZB = 9
ZA - ZB = 17

(chu kì lớn)


ZA - ZB = 19
Nếu đề cho A hoặc B thuộc nhóm nào đó rồi thì căn c ứ vào ph ương trình
ZA + Zn = m ta tìm những giá trị phù hợp của ZA hoặc ZB rồi suy ra giá trị Z còn lại.

II. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN
TỬ VÀ MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÍ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. Cấu hình electron
Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên t ố khi
điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sat bi ến đổi tu ần hoàn tính ch ất
của các nguyên tố.
Mức năng lượng 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
Chu kì
1
2
3
4
5
6
7
Lớp electron
2
8
8
18
18
32
Dự đoán 32
a.Cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố nhóm A (nguyên t ố s và nguyên t ố p)

Nhóm
Chu kì
1
2

3
4
5
6
7

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

H

He

1s1

1s2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

2s1

2s2

2s22p1

2s22p2

2s22p3

2s22p4

2s22p5

2s22p6

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

3s1

3s2

3s23p1

3s23p2

3s23p3

3s23p4

3s23p5

3s23p6

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

4s1

4s2

4s24p1

4s24p2

4s24p3

4s24p4

4s24p5

4s24p6

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

5s1

5s2

5s25p1

5s25p2

5s25p3

5s25p4

5s25p5

5s25p6

Cs

Ba

Ti

Pb

Bi

Po

At

Rn

6s1

6s2

6s26p1

6s26p2

6s26p3

6s26p4

6s26p5

6s26p6

Fr

Ra

7s1

7s2

ns1

Ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6


- Công thức tổng quát nsanpb
n: số thứ tự của chu kì (a + b) là số thứ tự của nhóm
Cấu hình electron lớp ngoài là ns được gọi là nguyên tố s (nh óm IA và IIA)
Cấu hình lớp ngoài cùng là ns np gọi là nguyên tố p (nhóm III A đến VIIIA)
- Sau mỗi chu kì, cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố nhóm A ở l ớp ngoài cùng
được lặp lại như ở chu kì trước. Ta gọi đó là s biến đổi tuần hoàn.
- Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng c ả nguyên t ử các nguyên t ố
chính là nguyên nhân của sự biến đổi ( 11 hoàn về tính chất các nguyên t ố.
- Sự giống nhau về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguy ên tử là nguyên nhân của
sự giống nhau về tính chất hoá học của cô nguyên tố trong cùng m ột nhóm A.
2. Cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố nhóm B (nguyê n tố d và
nguyên tố f)
Nhóm

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

IA

IIA

4

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe Co Ni

Cu

Zn

5

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru Rh Pd

Ag

Cd

6

La

Hf

Ta

W

Re

Os Ir Pt

Au

Hg

7

Ac

Rf

Db

106

107

108 109 110

d1s2
d2s2
d3s2
- Công thức tổng quát (n - 1)da nsb

d5s1

d5s2

d6s2 d7s2 d8s2

d10s1

d10s2

Chu kì

n : số thứ tự của chu kì
b: luôn luôn là 2, a lần lượt từ 1 đến 10, trừ hai tr ường h ợp sau:
a + b = 6 thay vì a = 4; b = 2 phải đổi là a = 5; b = 1
a + b = 11 thay vì a = 9 ; b = 1 phải đ ổi là a = 10 ; b = 1.
- Từ chu kì 4 trong mỗi chu kì, sau khi bão hoà phân l ớp ngo ài cùng ns2, các electron
tiếp theo được phân bố vào phân lớp (n – 1) thuộc sát lớp ngoài cùng.
- Cấu hình electron của một số nguyên tố C, Cr, Pd... có ngo ại l ệ đ ối v ới s ự s ắp x ếp ở
lớp ngoài cùng để có cấu hình electron bền nhất.
Ví dụ: Cu có Z = 29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
(đáng lẽ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 ) nhưng vì electron ngoài cùng nhảy vào lớp trong
để có mức bão hoà).


Cr có Z = 24: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
(đáng lẽ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 nhưng có cấu hình trên để đạt được mức bán bão
hoà).
3. Năng lượng ion hoá
Năng lượng ion hoá thứ nhất (I1) chia nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để |
tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
Năng lượng ion hoá được tính bằng kJ/mol hoặc electron - von (viết tắt là eV).
1 eV = 1,602.10-19 J
Thí dụ: H – H+ + 1e I1 = 1312 kJ/mol
Ca – Ca+ + l e I1 = 590 kJ/mol
Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, lực liên kết gi ữa h ạt nhân và
electron lớp ngoài cùng tăng, làm cho năng lượng ion hoá nói chung cũng tăng theo .
Thi du:
Chu kì 2
Năng lượng ion hóa I1
(KJ/mol)

Li
520

Be
889

B
801

C
1086

N
1402

O
1314

F
1681

Trong cùng một nhóm 4, theo chiều tăng của điện tích h ạt nhân, khoảng cách
giữa electron lớp ngoài cùng đển hạt nhân tăng, lực liên kết gi ữa h ạt nhân và clectron
lớp ngoài cùng giảm, làm cho năng lượng ion hoá nói chung giảm.
Thí dụ
Nhóm IA
Năng lượng ion hóa I1 (KJ/mol)

H
1312

Li
520

Na
497

K
419

Rb
403

Cs
376

Vậy: Năng lượng ion hoá thứ nhất của nguyên từ các nguyên tố nhóm A bi ến đ ổi tuần
hoàn theo chiều tăng của điện tịch hạt nhân,
Năng lượng ion hoá thứ 2, thứ 3 được kí hiệu I, I, là năng lượng c ần thiết đ ể tách
electron thứ 2, 3 ra khỏi các ion tương ứng. Giá trị của chúng l ớn h ơn năng l ượng ion
hoá thứ nhất và không theo quy luật như năng lượng ion hoá th ứ nhất.
Thí dụ: Biết năng lượng ion hoá thứ nhất (I) của K (Z= 19) nh ỏ h ơn so v ới Ca (Z= 20);
ngược lại năng lượng ion hoá thứ hai (19) của K lại lớn h ơn Ca. Hãy gi ải thích t ại sao
có sự ngược nhau đó,
Giai K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2  Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1


Việc tách một electron ra khỏi phân lớp chưa bão hoà 4s 1 trong nguyên tử K dễ hơn
việc tách một electron ra khỏi phân lớp bão hoà 4s 2 trong nguyên tử Ca nên I1 (K) < I1

(Ca).
Tuy vậy, khi mất một electrron thì K+ có cấu hình electron bền vững của khí trơ Ar nên
việc bắt tiếp một electron từ cấu hình bền vững của K + phải tiêu tốn năng lượng hơn
nhiều so với việc bắt tiếp một electron từ cấu hình kém bền c ủa Ca 2+ . Vì vậy: I2
(K)>12 (Ca).
Tuy nhiên, ở đây có một số ngoại lệ khi đi từ nhóm IIA đến nhóm IIIA, cũng nh ư
từ VA đến VIA lại có sự giảm năng lượng ion hoá. Thí dụ:
I1 (B) = 801 (kJ/mol)< I1 (Be) 899 (kJ/mol) nhưng ZB =5 > ZBe = 4
Điều này được giải thích là do việc tách một electron từ phân l ớp 2 p1 chưa bão hoà
trong nguyên tử B dễ hơn việc tách 1 electron từ phân lớp 2s 2 đã bão hoá trong nguyên
tử Be.
4. Ái lực electron
Là năng lượng tỏa ra hay hấp thụ khi một nguyên tử trung hoà ở trạng thái khi
nhận một electron để trở thành một ion mang điện 1 - cũng nằm ở tr ạng thái đó .
Như vậy, ái lực electron là hiệu ứng năng lượng của quá trình:
A (khí) +e A- (khí)
Kí hiệu ái lực electron là E. Ai lực electron của một mol nguyên tử đ ược tính
bằng kJ/mol hoặc eV.
Người ta quy ước đặt dấu (-) cho ái lực electron khi có sự toả năng lượng và dâu
(+) khi có sự hấp thụ năng lượng từ bên ngoài.
Phần lớn các nguyên tố hoá học có ái lực electron âm, nh ưng các nguyên t ố nhóm
IIA, IIB và các khí trơ có ái lực electron dương.
Quy luật biến thiên các electron theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên
tử các nguyên tố hoá học không thật rõ rệt và nhất quán như các quy luật tìm th ấy đ ối
với độ âm điện và năng lượng ion hoá.

Nhó
1 2 3 4 5 6 7
m
Chu

kỳ
H
1
73
2 Li Be
- 19
60

8

9 10 11 12 13 14 15 16 17

18

He
21
B C N O F Ne
-27 - 7 - 29
12
14 328


3

4

5

6

7

2
1
Si
S
Na
Cl
Mg
Al - P Ar
19
-43 13 -72 20
35
53
349
4
0
Se
K
Sc
V Cr
Ni Cu
Ge
Br
Ca
Ti
Fe Co
Zn Ga
As Kr
- - Mn

- 10
-8
-16 -64
47 -29
-78 19
39
48
18
51 64
112 118
116
325
5
Ru
Ag
Te
Rb
Y Zr Nb Mo Tc
Rh
Sn Sb
I
Pd - Cd In
Xe
- Sr - - - - 10
-54 12 32 -29
19
41
47
30 41 86 72 53
110

116 103
295
1
6
0
Os Ir Pt Au
Po
Cs
Ta W Re
At
- - - - Hg Tl Pb Bi Rn
- Ba Lu Hf - - 10 15 20 22 61 -20 -35 -91 18
41
45
31 79 14
270
6 1 5 3
3
Fr
Uu
Uu
Uu
- Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn
Fl
Lv
Uuo
t
p
s
44

Bảng tuần hoàn của ái lực điện tử, theo kJ/mol

Tuy nhiên, cũng có thể rút ra một số nhận xét sau đây:
- Nhìn chung các phi kim có ái lực electron mang dấu âm v ới giá tr ị tuy ệt đ ối l ớn
hơn kim loại. Các halogen có ái lực electron âm với giá tr ị tuy ệt đối l ớn h ơn ở các
nguyên tố khác của bảng tuần hoàn, vì nhóm nguyên tố này để thu thêm electron. Khí
hiếm có lớp electron ngoài cùng bão hoà (hoặc giả bão hoà), chúng khó thu thêm
electron nên có ái lực electron dương.
- Trong phần lớn trường hợp, trong một nhóm A, theo chiều tăng c ủa đi ện tích |
hạt nhân ái lực electron âm có giá trị tuyệt đối giảm dần.
- Trong một chu kì, nhìn chung giá trị tuyệt đối của ái l ực electron âm tăng dân
theo tăng của điện tích hạt nhân. Nhưng các khí hiếm lại có ái l ực electron d ương.

5. Độ âm điện
Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron c ủa các
nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hoá học.
-Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, đ ộ âm điện c ủa
nguyên từ các nguyên tố tăng dân.
-Trong cùng một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, đ ộ âm điện
của nguyên tử các nguyên tố thường giảm dần.


2. Bán kính nguyên tử
Trong một chu kì, tuy nguyên từ các nguyên tố có cùng số lớp electron, nh ưng khi
diện tích hạt nhân tăng lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng cũng tăng
theo, do đó bản kinh nguyên tử nói chung giảm dần.
Trong một nhóm A , theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp electron tăng dần, bán
kinh nguyên tử của các nguyên tố tăng theo, mặc dù điện tích hạt nhân tăng nhanh.
Vậy: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiếu
tăng của điện tích hạt nhân.

*Bán kính ion nguyên tử
+ Bán kính của các cation bao giờ cũng nhỏ hơn bán kính của các nguyên tử tương ứng.
Giải thích: Khi electron bị mất đi thì không còn tương tác đẩy của nó với các electron
khác và các electron còn lại trong nguyên tử bị hút mạnh hơn về phía hạt nhân => làm
cho bán kính ion bị co lại. Sự giảm kích thước của ion đặc biệt lớn khi cả lớp electron
ngoài cùng bị mất đi.
*Cách giải thích sâu* Cation được hình thành do nguyên tử mất electron  hằng số
chắn  của các electron giảm  điện tích hiệu dụng của hạt nhân Z* tăng  bk
Cation bé hơn bk nguyên tử.

Ví
dụ
r, Ao

Ti2+ Ti3
+

Ti

V

1.46 0.90 0.6
9

V2+ V3+ V4+

1.31 0.8
8

0.7
1

0.6
0

+ Bán kính của các anion bao giờ cũng lớn hơn bán kính của các nguyên tử tương ứng.
*Giải thích: Khi nguyên tử biến thành anion, electron nhận them vào làm tang tương tác
đẩy electron – electron => làm cho kích thước ion tăng them.
*Cách giải thích sâu: Anion được hình thành do nguyên tử nhận elctron  hằng số
chắn  của các elctron tăng  điện tích hiệu dụng của hạt nhân Z* giảm  bk Anion
lớn hơn bk nguyên tử.

N

N3-

O

O2-

r, Ao 0.7
0

1.7
1

0.6
6

1.40 0.6
4

Ví dụ

F

F1.3
5

Ngoài việc so sánh bán kính của các nguyên tử với nhau; giữa các ion với nhau thì
trong nhiều bài tập còn có sự so sánh và sắp xếp của hỗn hợp giữa các nguyên tử và ion
với nhau. Để có thể so sánh được, ta cần căn cứ vào đặc điểm của số lớp electron và điện
tích của hạt nhân nguyên tử và chú ý vào một số quy luật sau:
1. rcation < rnguyên tử < ranion được tạo thành từ cùng một nguyên tố.


2. Các ion cùng điện tích và có cấu tạo eletron tương tự nhau: khi tăng số lớp vỏ
electron, bán kính sẽ tăng. Đó là trường hợp của các ion cùng điện tích của các
nguyên tố cùng phân nhóm.
3. Đối với các ion đẳng electron (cùng số electron): Bán kính giảm khi tăng điện
tích. Quy luật này áp dụng cho các ion của các nguyên tố cùng chu kỳ có điện tích
bằng điện tích của nhóm. Sự giảm bán kính đối với các ion dương xảy ra mạnh hơn.
4. Các ion có lớp vỏ electron của khí trơ có bán kính lớn hơn các ion có phân lớp
vỏ d ngoài cùng chưa bão hòa.
• Đối với những ion cùng điện tích (điện tích ion): sự biến thiên bk ion cũng
giống như sự biến thiên bk nguyên tử.
5. Trong cùng một chu kỳ, những ion cùng điện tích của các nguyên tố d có bán
kính giảm dần. (hiệu ứng giảm bán kính của các ion của các nguyên tố d cũng được gọi

là "sự co d" do sự tăng số electron trên phân lớp vỏ (n-1)d.
6. Trong cùng một chu kỳ, bán kính các ion cùng điện tích của các nguyên tố f cũng
giảm dần. (sự co f).
Khi làm bài tập so sánh bán kính, chúng ta cần tìm ra phần có bán kính lớn nhất và
nhỏ nhất để lựa chọn và loại trừ các đáp án trong trắc nghiệm.
Ví Dụ: Cho các nguyên tử Li (Z = 7), Cl (Z=17) , Na (Z=23) , F (Z=9). Bán kính c ủa
các ion được sắp xếp tăng dần theo th ứ tự nào ?
A.Li+, Na+, F-, Cl-

B. Li+, F-, Na+, Cl- C. F-, Li+, Cl-, Na+

D. F-, Li+, Na+, Cl-

Hướng dẫn: Giải thích:
+ Li+ : 1s2

+ Na+: 1s2 2s2 2p6

+ F-: 1s2 2s2 2p6

+ Cl- : [Ne]3s2 3p6

Clo có số lớp electron nhiều nhất nên bán kính lớn nhất. (Loại đáp án C)
Li chắc chắn có bán kính nhỏ nhất vì số lớp e nhỏ nhất (loại D)
So sánh F - và Na+ :
Các ion có cùng số electron, điện tích hạt nhân tăng nên bán kính nguyên
tử giảm dần: F- > Na+ Vậy đáp án đúng là A: Li+ ,Na+ , F- ,Cl-.

II. SỰ BIÊN ĐỘI TUẦN HOÀN TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Khi điện tích hạt nhân tăng dần, số electron ở lớp vỏ ngoài cùng biên đôi m ột
cách tuần hoàn. Đó là nguyên nhân làm cho tính chất của các nguyên tố bi ến đổi tu ần
hoàn.
1. Sự biến đổi tuần hoàn tính kim loại, tính phi kim
- Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó đ ã nhường
ectron để trở thành ion dương. Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nh ường electron
thì tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh.
M

→ Mn++ ne

- Tình phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên t ử của nó đ ể nh ận
electron để trở thành ion âm. Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nh ận electron thì
tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh.
X + ne → Xn- Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tỉnh kim lo ại c ủa
các nguyên tố giảm dần, đồng thời tinh phi kim tăng dân.
Giải thích: Trong cùng một chu kì, theo chiều tăng của điện tích h ạt nhân (t ừ trái
sang phải) thì năng lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng th ời bán kính nguyên t ử
giảm dần = khả năng nhường electron giảm dần (tính kim loại giảm d ần), đồng th ời
khả năng nhận electron tăng dần (tính phi kim tăng dần).
-Trong nhóm 4, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim lo ại chia các
nguyên tố tăng dần, đồng thời tinh phi kim giảm dần, | Giai thich: Trong cùng nhóm A,
theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trên xuống dưới) th ì năng lượng ion hóa, độ
âm điện giảm dần đồng thời bản kính nguyên tử tăng dân ở khả năng nh ường electron
tăng dân (tỉnh kim loại tăng dần), đồng thời khả năng nhận electron gi ảm d ần (tính
phi kim giảm dần).
- Nhận xét: Tính kim loại, tinh phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đ ổi tu ần
hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.

Tính chất

Định nghĩa

Bán kính
nguyên tử

Khoảng cách từ hạt nhân đến electron
lớp ngoài cùng.
Năng lượng ion hoá 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.
Ái lực electron của nguyên tử là năng
lượng toả ra hay hấp thụ khi nguyên tử
kết hợp thêm một electron để biến
thành ion âm
Độ âm điện của nguyên tố đặc trưng
cho khả năng hút electron của nguyên

Năng lượng
ion hoá
Ái lực
electron
Độ âm điện

Sự biến đổi tuần hoàn
Trong chu kì Trong nhóm A
Giảm dần

Tăng dần

Tăng dần

Giảm dần

Tăng dần

Giảm dần

Tăng dần

Giảm dần


tử đó trong phân tử.
Tính kim loại được đặc trưng bằng
Tính kim
khả năng của nguyên tử nguyên tố dễ
loại
nhường electron để trở thành ion
dương.
Tính phi kim được đặc trưng bằng khả
Tính phi kim năng của nguyên tử nguyên tố dễ thu
electron để trở thành ion âm.

Giảm dần

Tăng dần

Tăng dần

Giảm dần

2. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố
Trong một chu kì, đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố v ới oxi l ần
lượt tăng từ 1 đến 7, còn hóa trị với hiđro của các phi kim gi ảm t ừ 4 đ ến 1

Nhóm

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

R2O

RO

R2O3

RO2

R2O5

RO3

R2O7

RO4

Hợp chất với hiđro

RH

RH2

RH3

RH4

RH3

RH2

RH

(RH8-n)

Rắn

Rắn

Rắn

khí

khí

Khí

Khí

Oxit cao nhất
(R2On )

Nhận xét: Hóa trị cao nhất của một nguyên tố đối với oxi, hóa trị với hidro chia các
phi kim biến đội tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.

3. Sự biến đổi tính axit - bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng
* Tính axit - bazơ của oxit và hiđroxit
- Oxit và hiđroxit của kim loại thường thể hiện tính bazơ, oxit và hiđro xit của phi kim
thể hiện tính axit.
- Hiđroxit của kim loại M(OH), có tính bazơ vì:
(HO)n-1-M O H  (HO)n-1-M+ + OHM là nguyên tố kim loại, có xu hướng nhường electron, do đó có electron chung c ủa liên
kết M - 0 bị lệch nhiều về phía nguyên tử oxi
 sự phân cực của liên kết M – O tăng và sự phân cực liên kết 0 - giảm. Do đó nhóm OH
có xu hướng tách ra cùng với cặp electron dùng chung của liên kết M - O (tức là phân li
ra anion hiđroxyl OH-)  có tính bazơ.

-Hiđroxit của phi kim R(OH), có tính axit vì:


(HO)n-1R OH  (HO)n-1RO- + H+
R là nguyên tố phi kim, có xu hướng hút cặp electron dùng chung của lie k ết R – 0 v ề
phía R, do đó làm giảm sự phân cực của liên kết R-0 và là tăng s ự phân c ực c ủa liên k ết
O - H. Do đó ion H+( proton) dễ bị tách ra  có tính axit.
4) Sự biến đổi tính axit-bazơ của oxit và hiđroxit:
. Trong một chu kì theo chiều tăng của điện tích h ạt nhân, tính baz ơ c ủa các oxit và
hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng d ần.
• Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính baz ơ của các oxit và
hiđroxit tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng gi ảm d ần.
- Có thể tóm tắt sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên t ố trong cùng m ột chu
kì, một nhóm (chủ yếu là các nguyên tố nhóm A).

Bán kính
nguyên tử
(r)

Độ âm
điện

Tính kim
loại

Tính phi
kim

Năng
Tính

lượng
bazơ
ion hóa
thứ 1

Tính axit

Chu kỳ(trái qua
phải)
Nhóm A(trên
xuống dưới)

Nhận xét: Tính axit - bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố biến đổi
tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

4. Định luật tuần hoàn
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính ch ất có các h ợp
chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng cle đi ện tích h ạt
nhân nguyên lử.
IV. Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo nguyên tử
Biết được vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, ta có thể suy ra cái l ạo
nguyên tử của nguyên tố đó và ngược lại (xem sơ đồ sau):
Vị trí Cấu tạo nguyên tử



2. Từ cấu tạo nguyên tử xác định vị trí của nguyên tố trong b ảng tu ần hoàn
- Dựa vào số hiệu nguyên tử viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố.
- Số thứ tự ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử (Z).

Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron (n).
- Số thứ tự của nhóm:
+ Nhóm A: [Khí hiếm] nsa npb (a 1, 0 b6) |
(Nguyên tố nhóm A là các nguyên tố s hoặc 0).
+ Số thứ tự của nhóm A bằng (a + b), (tổng số electron hoá trị = electron ở l ớp ngoài
cùng).
+ Nhóm B: [Khí hiếm] (n - 1)da nsb (1 a10; b = 1,2)
(Nguyên tố nhóm B là các nguyên tố d hoặc ).
+ Số thứ tự của nhóm B bằng:
STT = a + b nếu a + b <8
STT = 8 nếu a + b = 8; 9; 10
STT = 1 nếu a + b = 11
STT = 2 nếu a+b = 12
3. Từ vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn xác định c ấu tạo nguyên tử.
- Từ số thứ tự  số hiệu nguyên tử.
-Từ số thứ tự của chu kì  số lớp electron của nguyên tử.
-Từ số thứ tự của nhóm  số electron hoá trị.
+ Nếu thuộc nhóm A: số electron hoá trị bằng số electron l ớp ngoài cùng, cấu hình
electron nguyên tử dạng [khí hiếm] nsonp” (a = 1,2; b =1,..., 6).
+ Nếu thuộc nhóm B: số electron hoá trị bằng số electron của l ớp ngoài cùng ( ns) và
số electron của phân lớp (n – 1)d sát lớp ngoài cùng, cấu hình electron nguyên tử dạng
(n - 1)da nsb