Bài giảng Hóa đại cương - Chương 2: Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC 
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
CHƯƠNG II
Dimitri Mendeleev 
CHƯƠNG II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH 
HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ 
HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN 
TỐ HÓA HỌC
III. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ 
SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC 
NGUYÊN TỐ TRONG HTTH
I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN 
TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
• Tính chất các đơn chất cũng như 
dạng tính chất của các hợp chất 
thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng 
điện tích hạt nhân nguyên tử.
Modern Periodic Table
II. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN 
TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
2. Chu kỳ
3. Nhóm
4. Cách xác định vị trí ngtố trong bảng 
HTTH
1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
a. Các nguyên tố họ s (ns1,2): ns1 – kim loại kiềm
ns2 – kim loại kiềm thổ
b. Các nguyên tố họ p (ns2np1-6) :
ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
B - Al C - Si N - P O - S Halogen Khí trơ
c. Các nguyên tố họ d (n-1)d1-10ns1,2 : KL chuyển tiếp
d. Các nguyên tố họ f (n-2)f1-14(n-1)d0,1ns2 :
các nguyên tố đất hiếm 4f1 – 14 : lantanoit
5f1 – 14 : actinoit
Beyond the d-orbitals
lanthanides
actinides
‘s’-groups ‘p’-groups
d-transition elements
f-transition elements
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
n = 1
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0 ml = 1ml = -1
H: 1s1
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
n = 1
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0 ml = 1ml = -1
He: 1s2
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
n = 1
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0 ml = 1ml = -1
Li: 1s2 2s1
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
n = 1
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0
n = 2
l = 0
ml = 0 ml = 1ml = -1
Be: 1s2 2s2
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
B: 1s2 2s22p1
electron hoá trị
s- and p-orbitals
Hund’s rule: maximum number of unpaired electrons is 
the lowest energy arrangement.
1s 2s 2p
C: 1s2 2s22p2
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
N: 1s2 2s22p3
O: 1s2 2s22p4
s- and p-orbitals
1s 2s 2p
F: 1s2 2s22p5
Ne: 1s2 2s22p6
s- and p-orbitals
Na: 1s22s22p63s1 or [Ne]3s1
Mg: 1s22s22p63s2 or [Ne]3s2
P: [Ne]3s23p3
Ar: [Ne]3s23p6
2. Chu kỳ.
Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang
trong CK tính chất các ngtố biến đổi tuần hoàn 
STT chu kỳ = n của lớp electron ngoài cùng
Chu kỳ I (CK đặc biệt): chỉ có 2 nguyên tố họ s 
Chu kỳ II, III (CK nhỏ): 8 nguyên tố = 2(s) + 6(p) 
Chu kỳ IV, V (CK lớn): 18 ngtố = 2(s) + 10(d) + 6(p) 
Chu kỳ VI (CK hoàn hảo): 32 ngtố = 2(s) + 14(f) + 
10(d) + 6(p) 
Chu kỳ VII (CK dở dang): có 2(s) + 14(f) + ... (d)
3. Nhóm:
 Phân nhóm: Các ngtố có cấu trúc e tương tự nhau 
 tính chất hóa học tương tự nhau
là cột dọc các ngtố có tổng số e hóa trị bằng nhau
 8 phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)
 8 phân nhóm phụ B (nguyên tố họ d và f)
 Phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)
Số thứ tự PN chính = tổng số e ở lớp ngoài cùng 
( tổng số e hóa trị)
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
 Phân nhóm phụ B (các nguên tố họ d và f)
Số thứ thự PNP = tổng số e trên ns và (n - 1)d
IIIB IVB VB VIB
ns2(n-1)d1
Nguyên tố f
ns2(n-1)d2 ns2(n-1)d3 ns2(n-1)d4
 ns1(n-1)d5
VIIB VIIIB IB IIB
ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6,7,8 ns2(n-1)d9
 ns1(n-1)d10
ns2(n-1)d10
• PNP VIIIB có 9 nguyên tố
• PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):
 6s24f1 – 14 : lantanoit
 7s25f1 – 14 : actinoit
 Tất cả các nguyên tố d và f đều là kim loại
4. Cách xác định vị trí ngtố trong bảng HTTH
• Số thứ tự = Z = e + q
• Số thứ tự chu kỳ = nmax
• Số thứ tự nhóm = tổng số e hoá trị (nằm trên 
AO hóa trị)
– Các nguyên tố họ s, p: nằm ở PNC (A). 
AO hóa trị: nsnp
– Các nguyên tố họ d: nằm ở PNP (B). 
AO hoá trị: ns(n – 1)d
Nguyên tố d (n-1)dansb a = 10 số nhóm = b
a < 6 số nhóm = a+b
a = 6,7,8 số nhóm = VIIIB
– Các nguyên tố họ f thuộc PNP IIIB
III. CẤU TRÚC e NGTỬ VÀ SỰ THAY 
ĐỔI T/C CỦA CÁC NGTỐ
1. Bán kính nguyên tử và ion
2. Năng lượng ion hóa I
3. Ái lực electron F
4. Độ âm điện 
5. Số oxy hóa
Trong một phân nhóm:
Cấu trúc e tương tự tính chất hóa học tương tự. 
Từ trên xuống: số lớp electron tăng → lực hút của 
hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:
• tính kim loại tăng, tính phi kim giảm
• tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
Trong một chu kỳ:
số lớp e không thay đổi,
tổng số e lớp ngoài cùng tăng lực hút của 
hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:
• tính kim loại giảm, tính phi kim tăng
• tính khử giảm, tính oxi hóa tăng
1. Bán kính nguyên tử và ion
a. Quy ước về bán kính
b. Bán kính nguyên tử
c. Bán kính ion
a. Quy ước về bán kính
Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu.
Hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.
Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên 
khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử
 bán kính hiệu dụng r phụ thuộc vào:
bản chất nguyên tử
đặc trưng liên kết
trạng thái tập hợp
b. Bán kính nguyên tử
Trong một chu kỳ: r do Z
Trong chu kỳ nhỏ: r giảm rõ rệt
Trong chu kỳ lớn: e điền vào (n - 1)d hiệu ứng chắn
 r giảm chậm và đều đặn hơn
Trong một phân nhóm chính:
số lớp e  hiệu ứng chắn r
Trong một phân nhóm phụ: r nhưng không đều
Từ dãy 1 xuống dãy 2: r do tăng thêm một lớp e
Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện 
tượng co lantanit
Bán kính nguyên tử
Trong chu kỳ nhỏ(1,2,3) khi Z thì rđều
Bán kính nguyên tử
Trong một chu kỳ lớn khi Z thì rchậm, không đều
Trends in Atomic Size
0
50
100
150
200
250
0 5 10 15 20 25 30 35 40
Li
Na
K
Kr
He
Ne
Ar
2nd period
3rd period 1st transition
series
Radius (pm)
Atomic Number
Sizes of Transition Elements
Trong một phân nhóm chính 
số lớp e  hiệu ứng chắn r
Bán kính nguyên tử
Trong một phân nhóm phụ - r chậm nhưng không đều
IVB VB VIB
22Ti
1,45 Å
23 V
1,33 Å
24Cr
1,25 Å
40Zr
1,59 Å
41Nb
1,41 Å
42Mo
1,36 Å
72Hf
1,56 Å
73Ta
1,43 Å
74W
1,37 Å
Bán kính ion
 AAA rrr
Bán kính ion
Đối với cation của cùng một ngtố: khi n↑ thì 
rn+↓
r(Fe2+) > r(Fe3+)
Đối với các ion trong cùng phân nhóm có 
điện tích ion giống nhau: khi Z ngtử ↑thì r ↑ 
r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)<r(Fr+)
c. Bán kính ion
Đối với các ion của cùng một ngtố: AAA rrr
 nA
r
r  khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 
Z’ = Z – S : Z’ tăng khi Z tăng và S giảm (khi tổng e giảm)
Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑
Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống 
nhau: r ↑ khi Z ngtử ↑
Đối với cation của cùng một ngtố: ↓ khi n↑
EOS
Trends in Ion Sizes
Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑
r(8O
2-)>r(9F
-)>r(11Na
+ >r(12Mg
2+)>r(13Al
3+)
2. Năng lượng ion hóa I
Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một 
e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích.
X(k) + I = X+(k) + e
I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại 
và tính khử càng mạnh.
Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hn – e ↑ → I ↑ 
Trong một PNC: số lớp e ↑ hiệu ứng chắn↑ → I↓.
Trong PNP: I ↑
e-
+
Trong PNP: I ↑
PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns2
không thay đổi. Do đó:
Z ↑↑ lực hút hạt nhân – e (ns2) ↑↑ → I ↑
Tính đối xứng của các AO (n – 1)d ≠ AO ns tăng hiệu ứng 
xâm nhập của các e (ns) → I ↑
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong chu kỳ
B: 1s22s22p1
O: 1s22s22p4
New subshell, electron is easier to remove.
First paired electron in 2p orbital: repulsion.
Trends in Ionization Energy
Active Figure 8.13
Trends in Ionization Energy
1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23 25 27 29 31 33 35
0
500
1000
1500
2000
2500
1st Ionization energy (kJ/mol)
Atomic Number
H Li Na K
He
Ne
Ar
Kr
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm chính
Năng lượng ion hóa
giảm theo chiều Z tăng
IA I1(eV)
3Li 5,39
11Na 5,14
19K 4,34
37Rb 4,18
55Cs 3,89
87Fr 3,98
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm phụ
Năng lượng ion hóa
tăng theo chiều Z tăng
IVB I1(eV)
22Ti 6,82
40Zr 6,84
72Hf 7,0
Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong 
phân nhóm phụ IIIB (n-1)d1ns2
IIIB I1(eV)
21Sc 6,56
39Y 6,22
57La 5,58
89Ac 5,1
3. Ái lực electron F
Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một 
e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k), F = H
F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó 
tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.
 XX IF

Trends in Electron Affinity
4. Độ âm điện 
Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, độ âm điện tăng 
lên.
Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.
* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một 
nguyên tố vì nó được xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần 
cụ thể của hợp chất.
Đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo 
liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác.
Mối liên hệ giữa độ âm điện và các loại liên kết
Linus Pauling, 1901-
1994
The only person to receive two unshared 
Nobel prizes (for Peace and Chemistry). 
Chemistry areas: bonding, 
electronegativity, protein structure
Electronegativity
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
3.5
4
H
F
Cl
C
N
O
S
P
Si
Electronegativity, 
Mối liên hệ giữa độ âm điện 
và các loại liên kết
Độ khác biệt về độ âm điện Loại liên kết
0 Cộng hóa trị
Trung bình Cộng hoá trị có tính 
ion
Trung bình lớn Ion có tính cộng hoá 
trị
Lớn Ion
5. Số oxy hóa
Hóa trị - số liên kết hóa học mà một ngtử tạo nên trong phân 
tử. 
Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của ngtố trong hợp 
chất được tính với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ 
các ion
Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự 
của nhóm
Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm 
Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các 
nguyên tố:
Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev
Các mức oxi hóa có cấu hình ns2np6 hay ns2 thường bền 
hơn rõ rệt 
Trong một chu kỳ độ bền của số OXH (+) max ↓
Tuần hoàn thứ cấp. 
Trong một PNP độ bền của các số OXH cao ↑