Bài giảng Hóa học đại cương: Hóa vô cơ

HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG

        HÓA VÔ CƠ 

1


HÓA VÔ CƠ

CHƯƠNG I
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ ­ ĐỊNH LUẬT TUẦN 
HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.1 MỞ ĐẦU
Các nhà triết học cổ đại đã giả thiết nguyên tử  tồn tại như những hạt vô cùng nhỏ 
không thể nhìn thấy, không thể chia nhỏ được. Cho đến nay sự tồn tại của nguyên tử đã 
được xác nhận bằng thực nghiệm.
Đến cuối thế kỷ thứ 19, hàng loạt những phát minh quan trọng về vật lý như khám 
phá ra các hạt cơ bản: e, p, n... Kết quả phát minh này đã làm cho chúng ta thêm sáng tỏ 
nguyên tử là hệ vi mô có cấu trúc khá phức tạp.
Bảng 1.1 Khối lượng và điện tích của các hạt trong nguyên 
tử
Loại hạt

Khối lượng (m)

Điện tích (q)

kg

u

C

Electron

9,1.10­31

5,55.10­4

­ 1,6.10­19C = ­eo

Proton

1,672   10­27

1,007

+ 1,6.10­19C = +eo

Nơtron

1,675   10­27

1,009

0

Đầu tiên,  Thomson –  Lorentz  đã đưa  mẫu  nguyên tử  ở dạng  hình cầu  với đường 
kính khoảng d = 10­10 m = 1A0. Tâm của hình cầu là hạt nhân tích điện dương, các electron 
chuyển động xung quanh hạt nhân.

Tiếp sau, vào năm 1911 Rucherford đã đề xuất mẫu hành tinh nguyên tử. Ông ví trái 
đất và các hành tinh khác như các electron quay quanh mặt trời được coi là hạt nhân. Mẫu 
hành tinh nguyên tử do Rucherford đề xướng được hoàn thiện thêm một bước nữa bởi lý 
thuyết của Borh.
Thuyết của Borh đã đưa ra các luận điểm sau:
* Các electron chuyển động xung quanh hạt nhân với quỹ đạo, bán kính hoàn toàn 
xác
định và được gọi là trạng thái dừng.
* Các  electron  chuyển  động  trên quỹ  đạo  này  có  năng  lượng  xác  định  và  năng 
lượng của chúng được bảo toàn.
* Khi electron nhận năng lượng thì chúng chuyển lên quỹ đạo xa hạt nhân hơn, ở 
quỹ  đạo  này electron ở trạng  thái không bền và chúng chuyển về quỹ đạo gần hạt  nhân 
hơn đồng thời giải phóng năng lượng  dưới dạng bức xạ điện từ theo công thức sau:

2


E   Ec   − Et  
h.

3


HÓA VÔ CƠ
Với  ν ­ tần số,     

c 

  E   

hc 

. Bước sóng λ của bức xạ điện từ do electron 

chuyển

 
từ trạng thái có mức năng lượng cao xuống trạng thái có mức năng lượng thấp hơn đã 
tạo ra dãy vạch quang phổ của nguyên tử hiđro.
Tuy nhiên thuyết Bohr còn nhiều điểm thiếu sót, hạn chế.
1.2 HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
­  Hạt  nhân  nguyên  tử  được  cấu  tạo bởi  hai  loại  hạt  proton  và  nơtron  nên  chúng 
được mang điện tích dương. Điện tích dương của hạt nhân (Z+) bằng số proton trong hạt 
nhân và bằng số thứ tự của nguyên tố đó trong bảng hệ thống tuần hoàn.
­ Số khối A = Z  +  N

Z : Số proton ;   N : Số nơtron.

­ Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử.
­ Ký hiệu nguyên tử  A X  . Ví dụ : Clo ( 35 Cl 
:
,
Z

17 

37 

Cl ...)

17

Đồng vị: Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng 
số
proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau.

37 

Cl

17 

Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng 
vị

35 
17

Cl (75,53%)  và

(24,47%). Hai đồng vị này đều có 17 proton nhưng số nơtron lần lượt là 18 và 20 
hạt.
Do phần lớn các nguyên tố hóa học là hỗn hợp nhiều đồng vị cấu thành nên trong 

thực tế người ta thường xác định nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp đồng vị.
Ví dụ: Khối lượng nguyên tử trung bình của clo là:
35.75, 53   37.24, 47 
 35, 49
100

M   

1.3 CƠ SỞ CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
1.3.1 Tính chất sóng hạt của các hạt vi mô
Cuối thế kỷ 19, vật lý học đã thu được bằng chứng thực nghiệm chứng tỏ ánh 
sáng có tính chất sóng và đầu thế kỷ 20 người ta lại khẳng định ánh sáng có tính chất hạt.
Năm 1924, nhà bác học Pháp Louis de Broglie đã mở rộng quan niệm, ông cho rằng 
tất cả các hạt vi mô (photon, e, p, n…) đều có tính chất sóng hạt.

4


Theo Planck:

E   h.    
h.c 

(1.1)

Theo Einstein:

E = m.c2

(1.2)

5


h 
    

m.c 

Từ (1), (2) ta có:

(1.3)

Đối với hạt vi mô bất kỳ có khối lượng m và chuyển động với vận tốc v thì biểu thức (1.3) 
được
h 
    
m.v 

viết dưới dạng tổng quát 
sau:

(1.4)

Biểu thức (1.3), (1.4) gọi là hệ thức de Broglie
1.3.2 Nguyên lý bất định Heisenberg
Đối với các hạt vi mô người ta không thể xác định đồng thời chính xác cả vị trí và 
vận tốc của hạt, do đó không thể xác định quỹ đạo chuyển động của các hạt vi mô.
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v theo trục tọa độ Ox.
Gọi   x: Sai số về vị trí ( theo trục Ox)
 vx: Sai số vận tốc theo trục 
Ox
Ta có:

 x    p x  

Hay

vx

 x   

h
2

(1.5)

h
2 m

+ Nếu   x → 0  ⇒   vx  →    ;
+   vx  → 0 ⇒   x→   :
Như vậy, nếu cho phép tọa độ càng chính xác, thì phép đo vận tốc càng kém chính 
xác và ngược lại.
Cho  nên  theo  nguyên  lý bất  định  của  Heisenberg  thì  khái  niệm  về  quỹ  đạo  của 
electron trong  nguyên  tử  của  Borh trở  thành  vô  nghĩa.  Chính  vì  vậy,  cần phải xây dựng 
một  lý  thuyết  mới  mô  tả  cấu  trúc  nguyên  tử.  Lý  thuyết  cơ  học  lượng  tử  đã  được  hình 
thành và phát triển để mô tả cấu trúc nguyên tử.
1.3.3 Hàm sóng
Trạng thái chuyển động của các hạt vi mô được mô tả bằng một hàm tọa độ được 
gọi là
hàm sóng kí hiệu 
là

x, y, z   .


Ý nghĩa vật lý của hàm 

sóng

+    x, y, z 

2 

 

x, y, z    là:

dxdydz   biểu thị xác suất tìm thấy hạt vi mô trong không gian nào đó.

+ Điều kiện hàm chuẩn hóa:

 

−

2

  x, y, z  dxdydz   1


1.3.4 Phương trình sóng Schrodinger
Năm 1926, Schrodinger đã thiết lập một phương trình liên hệ giữa năng lượng 
của hệ và chuyển động của hạt. Phương trình ở trạng thái dừng được viết dưới dạng đơn 
giản sau:
H .      E. 

h2

Hˆ   −

(1.5)

 
U

là toán tử Hamilton

2 

8   m
2 

­ Toán tử laplace

Δ =

 
2 
x

2 

2

 
2 
y 

 
2
z 

(đạo hàm riêng bậc 2)

2

Phương trình Schrodinger sẽ 
là:

   2

h 

−

2 

 

 

 

 

E

8  2 m   
x2

E  ­ Năng lượng toàn 
phần.

2 

 

2

y 

   U    

(1.6)

2  

z 

h ­ hằng số Planck.
ψ ­ phương trình sóng.

1.4 NGUYÊN TỬ MỘT ELECTRON
1.4.1 Phương trình sóng đối với nguyên tử hidro
Đối với nguyên tử hidro thế năng giữa electron và proton trong nguyên tử là:
2

U   −
e
r
Phương trình sóng Schrodinger đối với nguyên tử H được viết là:
8

2

   

h

2
m 
(E    )    
e
0

2

(1.7)

r

Để thuận lợi hơn trong quá trình giải phương trình, người ta đã chuyển hệ từ hệ tọa độ 
Đềcác
sang hệ tọa độ cầu được hiểu bằng tích các hàm của hai phần:
 (   ,   ,   )   R  , (r ).Y , (  ,
)
r       

n  l 

l  ml

(1.8)


+ R(r) : Phần bán kính, liên quan đến  2 số lượng tử n và l.
+ Y(   ,   ): Phần góc, liên quan đến 2 số lượng tử  l và ml
Việc  giải  phương  trình  tử  sóng  Schrodinger  không  đề  cập  trong  giáo  trình  này. 
Chúng ta chỉ xét kết quả giải phương trình sóng. Ứng với mỗi trạng thái vật lí của electron 
được mô tả bằng bộ ba số lượng tử: n, l, m hay hàm sóng   ( n,l ,m) . Các số lượng tử được 
nghiên cứu cụ thể ở mục sau.
1.4.2 Các kết quả chính
Những kết quả  thu được từ việc giải phương trình Schrodinger sẽ là cơ sở cho lí 
thuyết chung về cấu tạo nguyên tử. Những kết quả chính:


a. Số lượng tử chính.
­ kí hiệu là  n
­ Số lượng tử chính nhận các giá trị nguyên dương:   n  =  1, 2, 3, 4…+∞.
­ Số lượng tử chính dùng để xác định mức năng lượng của các electron trong nguyên 
tử
2 

2 4 

2   m Z  e 1
E    −           e              

bằng công 
thức:

n

(4

0

2  2 

) h

2 

n

(1.9)

2

4 

2   m e 1
E    −             e         

­ Đối với nguyên tử hidro Z = 1 
thì:

n

­ Thay số ta được:

(4

E    

2  2      2

) h

n

−13, 6  

(eV )
n 

­ Với n = 1, E1 = ­13,6 (eV)

0

(1.10)

(1.11)

n2

­ Với n = 2, E2 = ­13,6/4 = ­3,4 (eV)

­ Với n = 3, E1 =  ­13,6/9  = ­1,5 (eV)
­ Người ta gọi mức năng lượng ứng với các e có cùng 1 giá trị của n là:
Số lượng tử chính n

1

2

3

4

5

6

7

Mức năng lượng E n

K

L

M

N

O

P

Q

­ Số lượng tử n càng lớn mức năng lượng En  càng cao.
­  Đối với ion giống hidro thì năng lượng của eletron được xác định bằng công thức:
−13, 6.Z 
2
En  

n2

(eV ) .

(1.12)

­ Z là điện tích hạt nhân.
b. Số lượng tử phụ
+ kí hiệu là ℓ.
+ Số lượng tử phụ nhận các giá trị ℓ = 0, 1, 2, 3… n – 1.
Ví dụ:  n = 4 thì số lượng tử phụ nhân các giá trị:  ℓ = 0, 1, 2, 3.
+ Người ta đặt tên cho các electron theo giá trị số lượng tử phụ 
của l: Số lượng tử phụ ℓ

0

1

2

3


Phân lớp electron

s

p

d

f

* Ý nghĩa:
+ Số lượng tử phụ để xác định mômen động lượng   M   của electron trong nguyên tử theo 
biểu thức:


M  

l (l   1). 

h
2

(1.13)

+ Cho biết các phân mức năng lượng trong lớp thứ n.
+ Cho biết hình dạng của đám mây electron.
c. Số lượng tử từ

+ kí hiệu: ml
+ Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ +1) giá trị của mℓ: mℓ  = 0;±1; ±2; ±3;. ...; ± ℓ.
+ Ví dụ ℓ = 2

m1  = ­2, ­1, 0, 1, 2.

+ Giá trị hình chiếu mômen động lượng obitan trên trục Z được tính bằng công 
thức:
M z    ml .

h
2

(1.14)

Bảng 1.2 Mối liên hệ giữa số lượng tử chính n và số lượng phụ ℓ
Số lượng tử chính n
1

Số lượng tử phụ  ℓ
0

Dạng orbitan nguyên tử
s

0

s 

1

0

p
s 

1

p 

2
0

d
s 

1

p 

2

d 

3

f

2
3

4

d. Số lượng tử từ spin (ms )
Để mô tả đầy đủ trạng thái của e, người ta đã bổ sung thêm số lượng tử thứ 4 gọi 
là số lượng tử spin. Số lượng tử spin mô tả sự tự quay của e quanh trục riêng của nó.
­ Mô men của spin có giá trị.
M s 

s(s   1). 
h
2

với

s 

1

(1.15)

2

­ Hình chiếu của mômen spin trên trục z là:
M s

z

h
 ms .
2

(1.16)
­ Số 


lượng tử ms  gọi là số lượng tử từ spin, số lượng tử từ spin chỉ nhận 2 giá trị:  ms

   s 

1

 
.

2


1.4.3 Mây electron.
­     x, y, z 

2 

 

dxdydz  tại một điểm có tọa độ x, y, z biểu thị xác xuất tìm thấy 

electron
tại điểm đó. Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới 
hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử.

Hình 1.2 Hình dạng một số các AO ­ s, p, 
d

1.5 NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON


1.5.1 Khái niệm lớp, phân lớp, obitan nguyên tử.


a. Lớp electron
+ Các electron có cùng trị số n được xếp vào cùng một lớp, chúng có mức năng 
lượng gần bằng nhau.
+ Lớp electron được kí hiệu :
n

1

2

3

4

5

6

7

Lớp electron

K

L

M

N

O

P

Q

Lớp K là lớp gần hạt nhân nhất, có năng lượng thấp nhất và liên kết chặt chẽ với hạt 
nhất. nhân
Lớp ngoài cùng là lớp có năng lượng cao nhất, liên kết với hạt nhân kém chặt chẽ 
nhất.
Vì vậy, dễ tách ra khỏi nguyên tử nhất.
b. Phân lớp electron
+ Các electron có cùng trị số n, ℓ được xếp vào cùng một phân lớp, chúng có mức 
năng lượng bằng nhau.
+ Kí hiệu: ℓ =
phân lớp

0

1

2

3...

s

p

d

f...

+ Ứng với một giá trị của n có n giá trị số lượng tử phụ của ℓ : ℓ=0, 1, 2,. ..n­1.
+ Lớp thứ n có n phân lớp
Ví dụ:

n = 1 → ℓ=0 → có một phân lớp 1s.
n = 2 → ℓ=0; ℓ=1→ có hai phân lớp 2s 2p.
n = 3 → ℓ=0; ℓ=1; ℓ=2→ có ba phân lớp 3s 3p 3d.

c. Obitan nguyên tử ( kí hiệu AO)
+ Các electron có cùng trị số n, ℓ, mℓ  được xếp vào cùng một obitan.
+ Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ+1) giá trị của m ℓ  : mℓ = ­ℓ,... 0, 1, 2,...ℓ.
+ Số giá trị của mℓ bằng số obitan nguyên tử.
Ví dụ: phân lớp s: ℓ=0 → mℓ =0 → có 1 obitan. kí hiệu:
phân lớp p: ℓ=1 → mℓ = ­1, 0, 1→ có 3 obitan
phân lớp d: ℓ=2 → mℓ = ­2, ­1, 0, 1, 2 → có 5 obitan 
phân lớp f: ℓ=3 →  mℓ = ­3, ­2, ­1, 0, 1, 2, 3 có 7 obitan.

1.5.2 Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử

a. Nguyên lý Pauli


­ Nguyên lý: Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng trị số 4 số 
lượng tử như nhau.
­ Các hệ quả của nguyên lý Pauli.
+ Trong một AO chỉ chứa tối đa 2 electron

.

Vì 2 electron có cùng n,  ℓ, mℓ  thì ms  phải khác nhau, mà ms  có 2 giá trị là ± ½ nên 
1 obitan có tối đa 2 electron.
+ Trong mỗi phân lớp chỉ chứa tối đa 2(2ℓ+1) electron.
Vì  một  giá  trị  ℓ  có  (2ℓ+1)  giá  trị  của  mℓ  →  có  (2ℓ+1)  obitan  →  có  tối đa  2(2ℓ+1)
electron.
Ví dụ:
Phân lớp s: ℓ=0 → có (2.0+1) = 1 AO → có tối đa 2 electron 
Phân lớp p: ℓ=1 → có (2.1+1) = 3 AO → tối đa 6 electron 
Phân lớp d: ℓ=2 → có (2.2+1) = 5 AO → tối đa 10 electron 
Phân lớp f: ℓ=3 → có (2.3+1) = 7 AO → tối đa 14 electron
+  Trong mỗi lớp chứa tối đa 2n2 electron.
Vì số obitan trong một lớp 
là

n-1
l

 (2l

 1)

 n2 → số electron tối đa trong một lớp là 2n2.

0

Ví dụ:  Lớp thứ nhất n = 1 có 2 
electron Lớp thứ hai n = 2 có 8 
electron Lớp thứ hai n = 3 có 
18 electron
b. Quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky
Đối với nguyên tử nhiều electron thì năng lượng không chỉ phụ thuộc vào số 
lượng tử chính n mà còn phụ thuộc vào số lượng tử phụ ℓ.
Theo quy tắc kinh nghiệm Klechkowski thứ tự năng lượng các obitan nguyên tử là:
+ Năng lượng của các obitan nguyên tử tăng theo tổng giá trị (n+l).
+ Nếu hai obitan nguyên tử có tổng giá trị (n+l) như nhau thì obitan nào có số 
lượng tử chính  n lớn hơn có năng lượng lớn hơn.
Ví dụ:

Phân lớp :
(n+ℓ):

1s

2s

2p

3s

1+0

2+0

2+1

3+0

3p
3+1

4s
4+0

3d
3+2

4p
4+1

Dựa vào quy tắc trên ta sắp xếp được thứ tự các mức năng lượng của các AO từ thấp 


đến cao như sau: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≃5d<6p<7s<5f≃6d<7p...
c. Nguyên lý vững bền


Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các orbitan có 
mức năng lượng từ thấp tới cao, theo thứ tự : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p....

d. Quy tắc Hund
Trong một phân lớp chưa bão hòa, các electron được sắp xếp vào các ô lượng tử 
sao
cho tổng spin là cực đại.
Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2
Không xếp theo kiểu:
Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử C phải là.

Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử N:

Chú ý:
+  Khi điền electron vào các obitan trong một phân lớp ta chấp nhận qui ước như 
sau:
Trình tự điền electron lần lượt từ trái sang phải.
+ Một số nguyên tử có cấu hình bất thường như: Cr, Cu, Ag, Mo, Ru, Rh, Pd...
Ví dụ: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1
+ Cu (Z=29) thực tế là: 1s22s22p63s23p63d104s1

1.6 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1.6.1 Định luận tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep đưa ra năm 1869, ngày 
nay
định luật được phát biểu như sau:
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như  thành phần và tính chất của các 
hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng dần điện tích hạt 
nhân nguyên tử.

1.6.2 Nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn
­ 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 được xếp vào 1 hàng ngang gọi là chu kỳ.


­ Các nguyên tố có cùng electron hoá trị được xếp vào một cột dọc gọi là 
nhóm.
1.6.3  Cấu  trúc  bảng  tuần 
hoàn
a. Chu  kỳ:  Là  một  dãy  các  nguyên  tố  hóa học  mà nguyên  tử  của  chúng  có  cùng  số  lớp 
electron  và  được  sắp  xếp  theo  thứ  tự  tăng  dần điện  tích  hạt  nhân.  Số  lớp  electron  của  
nguyên tử nguyên tố bằng số thứ tự của chu kỳ.
Ví dụ:
C (Z  = 6):  1s22s22p2  có 2  lớp  electron  nên  C  nằm  ở  chu  kỳ  2  trong  bảng  tuần hoàn 
(BTH).
­ Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một nguyên tố 
halogen và kết thúc là một khí hiếm (trừ chu kỳ 1).
Các chu kỳ nhỏ (chu kỳ 1, 2, 3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H
1s

He

1

1s2

+ Chu kỳ 2 (n=2) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố 
p). l =0: Phân lớp 2s có  3Li (2s1) và 4Be (2s2)

l=1:  Phân lớp 2p từ  5B (2s22p1) đến 10Ne (2s22p6)
+ Chu kỳ 3 (n=3) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố 
p). Hoàn toàn giống chu kỳ 2
Dãy nguyên tố chu kỳ 2:

11Na

Cấu hình electron lớp ngoài cùng:

3s1

12Mg

3s2

13Al…………..…..18Ar

3s23p1…………….3s23p6

Các chu kỳ lớn (4, 5, 6, 7)
+ Chu kỳ 4 (n=4) gồm 18 nguyên tố (2 nguyên tố s, 10 nguyên tố d và 6 nguyên tố 
p). Nguyên tố:

19K   20Ca

Cấu hình electron:  4s1 4s2

21Sc…………….…30Zn 31

3d1  4s2………….....3d104s2

31Ga…………….36Kr

3d10 4s24p1……..3d104s24p6

Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
+ Chu kỳ 5 (n=5) Giống chu kỳ 4


Nguyên tố:

37Rb

Cấu hình electron:  5s1

38Sr

39Y…………….48Cd

5s2 4d15s2……...…..4d105s2

49In…………….54Xe

4d105s2  5p1  ……..4d105s25p6


Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai
Chu kỳ này có 6 nguyên tố cấu hình bất thường vì mức năng lượng của AO 5s và 
4d rất gần nhau làm cho electron chuyển giữa các phân lớp.
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố

­  Tương  tự  chu  kỳ 5  nhưng có thêm 14  nguyên tố  họ f bắt  đầu  từ  nguyên tố Ce, 
các nguyên tố  này có  tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung  vào một  dãy nên 
gọi là dãy lantanoit (hay các nguyên tố họ lantan) xếp phía dưới BTH.
55Cs

56Ba

6s1

6s2

57La*

5d16s2

72Hf……………80Hg

81Tl………………….86Rn

4f145d26s2…….4f145d106s2   4f145d106s26p1…........ 4f145d106s26p1

Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ 
ba
Họ Lantan:

58Ce

59Pr…………..………70Yb

4f15d16s2     4f35d06s2……………..4f145d06s2

71Lu

4f145d16s2

14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n = 7)
Chu kỳ 7 xây dựng chưa hoàn chỉnh, giống chu kỳ 6.
Trong  32  nguyên  tố  có  thể  có  thì  bằng  thực  nghiệm  chỉ  mới  thấy  khoảng  30 
nguyên tố trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ actini) (5f) nằm phía dưới BTH (giống 
các lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp (6d).
b. Nhóm
­  Nhóm  nguyên  tố  là  tập  hợp  các  nguyên  tố  mà  nguyên  tử  của  chúng  có  cấu  hình 
electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp vào cùng 
một cột trong BTH theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân từ trên xuống dưới. Nhóm được 
chia thành nhóm A và nhóm B.

+ Nhóm A: gồm các nguyên tố s và p, được đánh số từ IA đến 
VIIIA
* STT của nhóm bằng với số electron hoá trị và bằng với số electron lớp ngoài 


cùng.
+ Nhóm B: Gồm những nguyên tố d, được đánh số từ IB đến VIIIB