Wednesday, March 5, 2014

Chào ngày mới 6 tháng 3

Tập tin:ShortPT10b.png
CNM365 Chào ngày mới 6 tháng 3 Wikipedia Ngày này năm xưa Bắt đầu Kinh trập tại Trung Quốc, Nhật Bản (2014).  Năm 190 – Sau khi phế truất hoàng đế thiếu niên Lưu Biểu của triều Hán, Đổng Trác sai người sát hại cựu hoàng đế . Năm 1521 – Đoàn thám hiểm Tây Ban Nha của Fernão de Magalhães đổ bộ lên đảo Guam ở Tây Thái Bình Dương, bắt đầu thời kỳ thực dân châu Âu tại hòn đảo. Năm 1869 – Nhà hóa học Dmitri Mendeleev trình bày Bảng tuần hoàn (hình) đầu tiên trước Hội Hóa học Nga. Năm 1902 – Câu lạc bộ bóng đá Tây Ban Nha Real Madrid được chính thức thành lập. Năm 1946 – Pháp và Việt Nam Dân chủ Cộng hòa ký kết Hiệp định sơ bộ, công nhận nước Việt Nam Dân chủ Cộng hòa là một quốc gia tự do trong Liên bang Đông Dương và trong Liên hiệp Pháp. Năm 1957, Ghana một thuộc địa của Liên Hiệp Anh với tên gọi Bờ Biển Vàng (Gold Coast) trở thành thuộc địa đầu tiên ở vùng Châu Phi hạ Sahara giành được độc lập.

Bảng tuần hoàn

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia

Bảng tuần hoàn tiêu chuẩn 18 cột. Màu sắc thể hiện các nhóm nguyên tố khác nhau.
Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, hay bảng tuần hoàn Mendeleev, hay ngắn gọn bảng tuần hoàn, là một phương pháp liệt kê các nguyên tố hóa học thành bảng, liên quan mật thiết với định luật tuần hoàn. Bảng tuần hoàn tiêu chuẩn gồm các nguyên tố được xắp xếp thành 18 cột và 7 dòng, với hai dòng nằm riêng nằm bên dưới cùng. Bảng cũng có thể được cấu trúc thành 4 khối hình chữ nhật gồm: khối 2 bên trái, khối p bên phải, khối d ở giữa và khối f bên dưới.
Các nguyên tố được sắp xếp theo cấu trúc electron. Do cấu trúc electron là yếu tố quyết định các tính chất hóa học của các nguyên tố, việc sắp xếp này tạo nên sự thay đổi đều đặn của các tính chất hóa học theo các hàng và cột. Mỗi hàng được gọi là chu kỳ; các cột được gọi là nhóm ví dụ như nhóm halogen hoặc nhóm khí hiếm.
Mỗi nguyên tố được liệt kê bởi số nguyên tử và ký hiệu hóa học. Bảng tuần hoàn tiêu chuẩn cho biết các dữ liệu cơ bản nhất. Còn có nhiều các trình bày khác cho từng mục đích cụ thể hơn. Tất cả các nguyên tố có số nguyên tử từ 1 (hydro) đến 118 (ununocti) đã được phát hiện hoặc được thông báo là đã tổng hợp được, với các nguyên tố 113, 115, 117 và 118 thì chưa được xác nhận. 98 nguyên tố đầu tồn tại trong tự nhiên mặc dù một số[n 1] chỉ được tìm thấy ở dạng vết và được phát hiện ban đầu bằng quá trình tổng hợp trong phòng thí nghiệm. Các nguyên tố có số nguyên tử từ 99 đến 118 chỉ được tổng hợp ra, hoặc được tuyên bố là tồn tại, trong phòng thí nghiệm. Việc tạo ra các nguyên tố có các số nguyên tử nặng hơn vẫn đang được theo đuổi với câu hỏi rằng làm thế nào mà bảng tuần hoàn có thể cần được hiệu chỉnh để tương thích với bất kỳ sự thêm vào này vẫn là một vấn đề còn đang tranh cãi. Nhiều hạt nhân tổng hợp từ các nguyên tử trong tự nhiên cũng được tạo ra trong các phòng thí nghiệm.

Sắp xếp

Ban đầu, người ta thường cố gắng liệt kê các nguyên tố để thể hiện mối quan hệ giữa chúng bằng cách sắp xếp chúng theo thứ tự nguyên tử lượng. Mendeleev dùng vốn hiểu biết sâu sắc của mình để phát minh ra bảng tuần hoàn Mendeleev bằng cách sắp đặt các nguyên tố để minh họa sự tuần hoàn của các tính chất hóa học (mặc dù một số nguyên tố nhất định không tuân theo trật tự khối lượng, ví dụ Argon có nguyên tử lượng là 39,948(1) trong khi Kali tuy là nguyên tố xếp sau nó nhưng lại chỉ có nguyên tử lượng nhỏ hơn: 39,0983(1).), và để lại các lỗ hổng cho các nguyên tố "bị bỏ sót" (chưa tìm thấy vào thời kỳ đó). Mendeleev sử dụng bảng của mình để dự đoán các tính chất của các "nguyên tố bị bỏ sót" này, và nhiều trong số chúng sau này đã được phát hiện ra là phù hợp khá tốt với các dự đoán.
Với sự phát triển của các học thuyết về cấu trúc nguyên tử (ví dụ thuyết của Henry Moseley) nó trở thành rõ ràng là Mendeleev đã sắp xếp các nguyên tố theo trật tự tăng của số nguyên tử (tức là số lượng proton trong hạt nhân). Trật tự này gần như là đồng nhất với kết quả thu được từ trật tự tăng của nguyên tử lượng.
Nhằm minh họa các thuộc tính tuần hoàn, Mendeleev đã bắt đầu các hàng mới trong bảng của mình sao cho các nguyên tố với các tính chất tương tự nhau nằm trong cùng một cột đứng ("nhóm").
Với sự phát triển của các lý thuyết trong cơ học lượng tử hiện đại về cấu hình electron trong phạm vi nguyên tử, nó trở thành rõ ràng là mỗi hàng ngang ("chu kỳ") trong bảng tuần hoàn tương ứng với sự điền đầy lớp lượng tử của các electron. Trong bảng ban đầu của Mendeleev, mỗi chu kỳ đều có độ dài như nhau. Các bảng ngày nay có các chu kỳ dài hơn tăng dần lên về phía cuối bảng, và nhóm các nguyên tố trong các khối s, p, d và f để thể hiện sự hiểu biết của con người về cấu hình electron của chúng.
Trong các bảng in ra, mỗi nguyên tố thường được thể hiện bằng ký hiệu nguyên tố và số nguyên tử; nhiều phiên bản còn liệt kê cả nguyên tử lượng và các thông tin khác, như cấu hình electron vắn tắt của chúng, độ âm điện và các hóa trị phổ biến nhất. Vào thời điểm năm 2012, bảng tuần hoàn chứa 118 nguyên tố hóa học mà sự phát hiện ra chúng đã được xác nhận. Trong số đó, 114 nguyên tố đã được IUPAC công nhận và 112 có tên chính thức. 98 nguyên tố được tìm thấy trong tự nhiên trên Trái Đất; phần còn lại là các nguyên tố tổng hợp đã được tạo ra một cách nhân tạo trong các máy gia tốc hạt.

Phương pháp xếp nhóm

Giá trị chính của bảng tuần hoàn là khả năng dự đoán các tính chất hóa học của nguyên tố, dựa trên vị trí của nó trong bảng tuần hoàn. Cũng cần lưu ý là các tính chất hóa học đó thay đổi đáng kể khi chuyển từ cột này sang cột kia hơn là khi thay đổi từ hàng này sang hàng kia.

Nhóm

Một nhóm, còn gọi là một họ, là một cột thẳng đứng trong bảng tuần hoàn.
Các nhóm được coi là phương thức quan trọng nhất trong phân loại các nguyên tố. Trong cùng một nhóm, các nguyên tố có các tính chất rất giống nhau và thể hiện một xu hướng rõ ràng (mạnh dần lên hay yếu dần đi) trong các tính chất dọc theo chiều tăng của nhóm — các nhóm này được đặt các tên gọi chung, chẳng hạn nhóm các kim loại kiềm, kim loại kiềm thổ, kim loại chuyển tiếp, halogen và khí hiếm. Một số nhóm trong bảng tuần hoàn thể hiện sự giống nhau ít hơn và/hoặc các xu hướng theo chiều đứng cũng ít hơn (ví dụ các nhóm 14 và 15). Các thuyết về cấu trúc nguyên tử trong cơ học lượng tử hiện đại giải thích rằng các nguyên tố trong cùng một nhóm có cấu hình electron như nhau trong lớp hóa trị của chúng,[1] và đây là yếu tố lớn nhất trong việc xem xét sự giống nhau của chúng về các tính chất hóa học với số nguyên tử tăng dần.[2] Tuy nhiên, trong một vào phần của bảng tuần hoàn, như lớp d và f, tính tương đồng theo chiều ngang có thể quan trọng như tính tương đồng theo chiều đứng.[3][4][5] Trong 1 nhóm A, theo chiểu tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Giải thích: Trong một nhóm A, theo chiều từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng nhưng đồng thời số lớp electron cũng tăng nhanh, chiếm ưu thế hơn nên khả năng nhận electron của nguyên tố giảm, tính phi kim giảm.[2]
Ví dụ: nhóm IA gồm các kim loại điển hình, tính kim loại tăng rõ rệt từ Li -> Cs. Cs là kim loại mạnh nhất.
Theo quy ước tên quốc tế, các nhóm được đặt theo số từ 1 đến 18 từ cột đầu tiên bên trái (các kim loại kiềm) đến cột cuối cùng bên phải (khí hiếm).[6] Trước đây, chúng được đánh thứ tự theo số La Mã. Ở Mỹ, các số La Mã được kèm theo sau hoặc chữ "A" nếu nhóm đó chỉ chứa lớp s hoặc p, hoặc chữ "B" nếu nhóm đó chứa lớp d. Các số La Mã được sử dụng tương ứng với kí tự cuối cùng của quy ước tên gọi ngày nay (như nhóm 4 là IVB, và nhóm 14 là IVA). Ở châu Âu, các kí tự cũng tương tự, trừ chữ "A" được dùng nếu nhóm nằm trước 10 và "B" được dùng cho nhóm 10 trở về sau. Ngoài ra, các nhóm 8, 9 và 10 từng được xem là một trong nhóm lớn, đều được kí hiệu là VIII. Năm 1988, hệ thống đặt tên IUPAC mới có hiệu lực, và các tên gọi nhóm cũ đã bị loại bỏ.[7]
Một số nhóm này từng bị gộp chung như bảng bên dưới, mặc dù chúng hiếm khi được sử dụng. Nhóm 3–10 không có tên chung của 3 nhóm và được xem là đơn giản bởi cac nhóm của chúng hoặc bở tên gọi của nhóm đầu tiên trong nhóm của chúng (như 'nhóm scandi' cho nhóm 3), vì chúng thể hiện các xu hướng ít tương đồng hơn theo phương đứng.[6]
Các nguyên tố cùng nhóm có khuynh hướng thể hiện các mẫu giống nhau về bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa, và độ âm điện. Từ trên xuống trong cùng một nhóm, bán kinh nguyên tử tăng dần. Do có nhiều mức năng lượng được lấp đầy hơn, các electron hóa trị được tìm thấy nằm xa hạt nhân hơn. Từ trên xuống, các nguyên tố sau có mức năng lượng ion hóa thấp hơn do nó dễ bị tách electron ra khỏi nguyên tử do độ liên kết không chặt. Tương tự, trong một nhóm từ trên cuống sẽ giảm độ âm điện do tăng khoảng cách giữa các electron hóa trị và hạt nhân.[8] Có một số ngoài lệ về các xu hướng này, ví dụ trong nhóm 11 thì độ âm điện tăng từ trên xuống.[9]

Chu kỳ

Một chu kỳ là một hàng ngang trong bảng tuần hoàn gồm những nguyên tố có cùng số lớp electron. Trong một chu kì theo chiều tăng của Z, bán kính nguyên tử giảm dần, độ âm điện và năng lượng ion hóa tăng dần, do đó khả năng nhường e của nguyên tố giảm, đồng thời khả năng nhận e của nguyên tố tăng dần. Do đó trong một chu kì thì tính kim loại giảm còn tính phi kim tăng dần.[10]
Mặc dù nhóm là cách thức thông dụng nhất để phân loại các nguyên tố, nhưng ở đây có một vài vùng trong bảng tuần hoàn mà các xu hướng theo chiều ngang và sự giống nhau trong các tính chất lại là đáng kể hơn so với các xu hướng theo chiều đứng. Điều này có thể là đúng trong khối d (hay "các kim loại chuyển tiếp"), và đặc biệt là trong khối f, trong đó các nguyên tố thuộc các nhóm lanthanoid và actinoid tạo ra hai nhóm cùng gốc giống nhau một cách đáng kể theo chiều ngang. Số chu kỳ cũng chỉ ra là có bao nhiêu lớp điện tử có trong nguyên tố thuộc chu kỳ đó.
Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, tính phi kim của các nguyên tố tăng dần.
Giải thích: Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải, điện tích hạt nhân tăng dần nhưng số lớp electron bằng nhau cho nên lực hút hạt nhân tới các electron lớp ngoài cùng tăng dần, nguyên tử dễ thu thêm electron -> tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
Ví dụ: Chu kì 3 bắt đầu bằng natri là một kim loại điển hình, rồi đến magie là một kim loại hoạt động mạnh nhưng kém natri, Al, một kim loại nhưng hiđrôxit mang tính chất lưỡng tính, Si là một phi kim, rồi từ P->S->Cl, tính phi kim mạnh dần, Cl là phi kim điển hình, cuối cùng là khí hiếm Ar. Qui luật trên được lặp lại trên mỗi chu kì.[11]

Lớp


Sơ đồ bảng tuần hoàn, đánh dấu các lớp khác nhau.
Các vùng khác nhau trên bản tuần hoàn đôi khi được xem là "lớp" theo cách mà các vỏ electron của các nguyên tố được lấp đầy. Mỗi lớp được đặt tên theo sự sắp xếp các electron cuối cùng trong vỏ.[12][n 2] Lớp s gồm hai nhóm đầu tiên (kim loại kiềm và kiềm thổ) ví dụ như hydro và heli. Lớp p gồm 6 nhóm cuối từ số 13 đến 18 theo IUPAC (3A đến 8A theo Mỹ) và chứa tất cả các bán kim. Lớp d gồm các nhóm thứ 3 đến 12 theo IUPAC (hoặc 3B tđến 2B theo Mỹ) và chứa tất cả kim loại chuyển tiếp. Lớp f, thường xếp riêng bên dưới bản tuần hoàn, gồm các họ lantan và actini.[13]

Ví dụ

Khí hiếm

Tất cả các nguyên tố của nhóm 18 (8 hay 0 nếu không kể đến các nguyên tố chuyển tiếp), là các khí hiếm (khí quý), có lớp hóa trị được điền đầy. Ngày nay người ta không gọi chúng là khí trơ nữa, vì đã tìm thấy hợp chất của Xe. Helium là nguyên tố trơ nhất trong các khí hiếm và khả năng phản ứng trong nhóm này tăng dần lên theo chu kỳ: có thể làm cho các khí hiếm nặng nhất phản ứng do chúng có các lớp electron lớn hơn. Tuy nhiên, khả năng phản ứng của chúng về tổng thể vẫn là rất thấp và kém.

Halogen

Trong nhóm 17 (7 nếu loại đi các kim loại chuyển tiếp) được biết đến như là nhóm các halogen, các nguyên tố đều chỉ còn thiếu 1 electron là điền đầy lớp điện tử hóa trị. Vì thế, trong các phản ứng hóa học chúng có xu hướng thu thêm điện tử (xu hướng thu thêm điện tử gọi là độ âm điện). Thuộc tính này là rõ nét nhất ở Flo (nguyên tố có độ âm điện lớn nhất trong tất cả các nguyên tố) và nó giảm dần theo sự tăng lên của chu kỳ.
Kết quả là tất cả các halogen tạo ra các axit với hidro, chẳng hạn axít flohiđric, axít clohiđric, axít brômhiđric và axít iốthiđric, tất cả đều trong dạng HX. Độ axít của chúng tăng lên theo sự tăng của chu kỳ, do ion I- lớn là ổn định hơn trong dung dịch khi so với ion F- nhỏ.

Kim loại chuyển tiếp

Trong các kim loại chuyển tiếp (các nhóm từ 3 đến 12), sự khác nhau giữa các nhóm là không quá lớn, và các phản ứng diễn ra ở trạng thái hỗn hợp, tuy nhiên, vẫn có thể thực hiện các dự đoán có ích tại đây được.

Các nhóm Lantan và Actini

Các tính chất hóa học của nhóm Lantan (các nguyên tố từ 57 đến 71) và nhóm actini (các nguyên tố từ 89 đến 103) là rất giống nhau trong nội nhóm hơn là giống các kim loại chuyển tiếp khác, và việc tách hỗn hợp các nguyên tố này có thể là rất khó. Nó là quan trọng trong sự làm tinh khiết hóa học cho urani (số nguyên tử bằng 92), một nguyên tố quan trọng trong năng lượng nguyên tử.

Bảng tuần hoàn tiêu chuẩn

Nhóm → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
↓ Chu kỳ
1 1
H
2
He
2 3
Li		 4
Be
5
B		 6
C		 7
N		 8
O		 9
F		 10
Ne
3 11
Na		 12
Mg
13
Al		 14
Si		 15
P		 16
S		 17
Cl		 18
Ar
4 19
K		 20
Ca		 21
Sc		 22
Ti		 23
V		 24
Cr		 25
Mn		 26
Fe		 27
Co		 28
Ni		 29
Cu		 30
Zn		 31
Ga		 32
Ge		 33
As		 34
Se		 35
Br		 36
Kr
5 37
Rb		 38
Sr		 39
Y		 40
Zr		 41
Nb		 42
Mo		 43
Tc		 44
Ru		 45
Rh		 46
Pd		 47
Ag		 48
Cd		 49
In		 50
Sn		 51
Sb		 52
Te		 53
I		 54
Xe
6 55
Cs		 56
Ba		 * 72
Hf		 73
Ta		 74
W		 75
Re		 76
Os		 77
Ir		 78
Pt		 79
Au		 80
Hg		 81
Tl		 82
Pb		 83
Bi		 84
Po		 85
At		 86
Rn
7 87
Fr		 88
Ra		 ** 104
Rf		 105
Db		 106
Sg		 107
Bh		 108
Hs		 109
Mt		 110
Ds		 111
Rg		 112
Cn		 113
Uut		 114
Fl		 115
Uup		 116
Lv		 117
Uus		 118
Uuo

* Nhóm lantan 57
La		 58
Ce		 59
Pr		 60
Nd		 61
Pm		 62
Sm		 63
Eu		 64
Gd		 65
Tb		 66
Dy		 67
Ho		 68
Er		 69
Tm		 70
Yb		 71
Lu
** Nhóm actini 89
Ac		 90
Th		 91
Pa		 92
U		 93
Np		 94
Pu		 95
Am		 96
Cm		 97
Bk		 98
Cf		 99
Es		 100
Fm		 101
Md		 102
No		 103
Lr
Các nhóm cùng gốc trong bảng tuần hoàn
Kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ Nhóm lantan Nhóm actini Kim loại chuyển tiếp
Kim loại yếu Á kim Phi kim Halogen Khí trơ
Thuộc tính hóa học không rõ
Trạng thái ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn
Tỷ lệ xuất hiện tự nhiên

Xu hướng tuần hoàn

Cấu hình electron

Bài chi tiết: Cấu hình electron

 Lớp
Chu kỳ s  f   d p
1 1s


2 2s

2p
3 3s

3p
4 4s
3d 4p
5 5s
4d 5p
6 6s 4f 5d 6p
Các lớp electron có thể theo chu kỳ
hay cấu hình điện tử cho biết sự phân bố của electron trong lớp vỏ nguyên tử ở các trạng thái năng lượng hay những vùng có mặt khác nhau của chúng. Dựa vào cấu hình electron các nguyên tố được xếp vào các chu kỳ và các nhóm khác nhau, đặt biệt là các electron ở lớp ngoài cùng. Nguyên tố X có cấu hình electron lớp ngoài cùng là nlm, trong đó:
n: số lượng tử chính = số chu kỳ, với n = 1, 2, 3,...
l: số lượng tử phụ, có giá trị từ 0 đến n-1, tương ứng với các lớp s, p, d, f,...
m: số lượng tử từ, tổng electron lớp ngoài cùng = số nhóm, với m = 1, 2, 3,...
(ngoài ra còn có số lượng tử m spin đặc trưng cho chuyển động tự quay của electron) thì X ở chu kỳ n, nhóm m trong bảng tuần hoàn. Ví dụ khí oxy 8O với cấu hình 1s2 2s2 2p4 là nguyên tố ở chu kỳ 2 nhóm 6 (nhóm cũ, nhóm mới theo IUPAC là 16).

Bán kính nguyên tử

Bài chi tiết: Bán kính nguyên tử

Quan hệ giữa số nguyên tử và bán kính nguyên tử[n 3]
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 thường giảm dọch 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 bán kính nguyên tử này (và nhiều tính chất vật lý và hóa học khác của các nguyên tố) có thể được giải thích bằng thuyết lớp vỏ electron của nguyên tử; chúng cung cấp bằng chứng quan trọng cho sự phát triển và xác nhận học thuyết lượng tử.[14]
Các electron trong phân lớp 4f, được lấp đầy dần dần từ ceri (Z = 58) đến luteti (Z = 71), thì đặc biệt hiệu quả trong việc che chắn việc gia tăng điện tích hạt nhân từ các phân lớp ra ngoài. Các nguyên tố ngay sau nhóm lantan có bán kính nguyên tử nhỏ hơn như dự đoán và gần giống với bán kính các nguyên tử nằm ngay phía trên chúng.[15] Do đó, hafni hầu như có bán kính gần bằng với zirconi, và tantalum có bán kính nguyên tử tương tự như niobi, vv.... Điều này được gọi là nhóm lantan co. Hiệu ứng lantan co đáng chú ý nhất là platin (Z = 78), sau đó được che bởi hiệu ứng tương đối được gọi là hiệu tứng cặp trơ.[16] Co lớp d, một hiệu ứng tương tự giữa lớp d và p, ít rõ ràng hơn so với co lantan nhưng xuất phát từ cùng một nguyên nhân với lantan.[15]

Năng lượng ion hóa

Bài chi tiết: Năng lượng ion hóa

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.
Mức năng lượng ion hóa đầu tiên là năng lượng tách một electron ra khỏi nguyên tử, mức năng lượng ion hóa thứ 2 là năng lượng tách electron thứ 2 ra khỏi nguyên tử, và vv. Đối với một nguyên tử cho trước, các mức năng lượng ion hóa tiếp theo tăng theo mức độ ion hóa. Ví dụ đối với magiê, mức năng lượng ion hóa thứ 1 là 738 kJ/mol và thứ 2 là 1450 kJ/mol. Các electron quỹ đạo 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 càng lớn về bên phải của bảng tuần hoàn.[16]
Các bước nhảy lớn trong năng lượng ion hóa phân tử liên tiếp xuất hiện khi một electron từ cấu hình của một khí hiếm (cầu hình bền hay đầu đủ). Ví dụ đối với magiê, năng lượng ion hóa hai phân tử đầu tiên của magiê ở trên tương ứng với việc loại 2 electron của lớp vỏ 3s, và năng lượng ion hóa thứ 3 lớn hơn rất nhiều đạt 7730 kJ/mol, để loại bỏ electron của lớp 2p, một cấu hình bền giống khí hiếm của Mg2+. Các bước nhảy tương tự đối với các năng lượng ion hóa của các nguyên tử ở chu kỳ 3.[16]

Độ âm điện

Bài chi tiết: Độ âm điện

Đồ thị thể hiện sự gia tăng độ âm điện so với số nhóm được chọn.
Độ âm điện là khuynh hước một nguyên tử hút các electron.[17] Độ âm điện của nguyên tử bị ảnh hưởng bởi cả số 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. Khái niệm này được Linus Pauling đề xuất đầu tiên năm 1932.[18] Nhìn chung, độ âm điện tăng từ trái qua phải trong vùng một chu kỳ, và giảm từ trên xuống trong một nhóm. Ví dụ flo có độ âm điện lớn nhất trong các nguyên tố,[n 4] trong khi caesi có độ âm điện thấp nhất, chí ít là đối với các dữ liệu đã có.[9]
Có những ngoại lệ về nguyên tắc chung này. Galli và german có độ âm điện cao hơn nhôm và silic theo thứ tự do sự nén của lớp d. Các nguyên tố của chu kỳ 4 nằm ngay sau dòng đầu tiên của các kim loại chuyển tiếp có bán kính nhỏ bất thường do các electron 3d không có hiệu quả che chắn điện tích hạt nhân gia tăng, và kích thước nguyên tử càng nhỏ thì độ âm điện càng cao.[9] Độ âm điện cao bất thường của chù đặc biệt khi so sánh với thalli và bismuth, dường như là một tác động của các phương pháp chọn lọc dữ liệu (và dữ liệu sẵn có) trong tính toán hơn là tuân theo phương pháp Pauling thể hiện xu hướng tuần toàn bình thường của các nguyên tố này.[19]

Ái lực

Bài chi tiết: Ái lực điện tử
Ái lực electron của một nguyên tử là lượng năng lượng được giải phóng khi electron được thêm vào nguyên tử trong hòa để tạo thành nguyên tử mang điện tích âm. Mặc dù ái lực electron khác nhau rất lớn, cũng có một số mô hình. Nhìn chung, các phi kim có các giá trị ái lực electron dương hơn các kim loại. Clo có mức thu hút cực mạnh electron. Các ái lực electron của các khí hiếm chưa đo đạc được vì chúng có thể không có các giá trị âm đáng kể.[20]
Ái lực electron tăng theo chu kỳ. Điều này là do sự lắp đầy lớp vỏ hóa trị của nguyên tử; một nguyên tử nhóm 17 giải phóng nhiều năng lượng hơn nguyên tử nhóm 1 để có một electron vì nó có khả năng tiếp nhận 1 electron để đạt đến trạng thái bền hơn.[20]
Xu hướng giảm ái lực electron từ trên xuống trong một nhóm. Electron thêm vào sẽ lấp đầy orbitan nằm ngoài cùng của lớp vỏ. Vì electron này có thể ít bị hút vào hạt nhân và có thể giải phóng ít năng lượng 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 điều đặn ái lực electron chỉ đúng với các nguyên tử nhóm 1.[21]

Tính kim loại

Năng lượng ion hóa, độ âm điện và ái lực electron càng thấp thì tính kim loại càng mạnh. Ngược lại tính phi kim tăng thì cá giá trị trên càng lớn.[22] Tính kim loại có khuynh hướng giảm trong cùng chu kỳ và với một số bất thường do sự sàng lọc kém của các hạt nhân bởi các electron d và f và hiểu ứng tương đối,[23] có khuynh hướng tăng dần trong một nhóm. Vì vậy, hầu hết các nguyên tố kim loại (như caesi và franxi) được tìm thấy ở góc dưới bên trái của bảng tuần hoàn truyền thống và hầy hết các nguyên tố phi kim (ôxy, flo, clo) ở góc trên bên phải. Sự kết hợp các xu hướng theo chiều đứng và ngang theo tính kim loại giải thích ranh giới phân chia rõ ràng giữa các kim loại và phi kim trên một số bảng tuần hoàn, và việc xếp nhóm một số nguyên tố nằm cạnh đường ranh này hoặc các nguyên tố nằm cạnh các nguyên tố này là á kim loại.[24][25]

Lịch sử

Sự ghi chép và sắp xếp các nguyên tố đã có từ rất xa, từ thời cổ đại, đặt biệt là từ thế kỷ 18 đã có những bảng liệt kê hơn 15 nguyên tố. Phần lớn các nguyên tố được phát hiện trong thế kỷ 19 và được ghi chép một cách khoa học. Đầu thế kỷ 20 chỉ khoảng 10 nguyên tố tự nhiên nữa được phát hiện, các nguyên tố còn lại là các nguyên tố nhân tạo và có tính phóng xạ. Tận đến tháng 12 năm 1994, hai nguyên tố nhân tạo là darmstadti (Ds) và roentgeni (Rg) mới được tạo ra.
Đầu thế kỷ 19, Johann Döbereiner đã lập ra bảng ghi chép mối liên hệ giữa khối lượng nguyên tử và các tính chất hóa học của từng nguyên tố. Năm 1863 John Newlands lập một bảng các nguyên tố gồm 8 nhóm. Bảng tuần hoàn đầu tiên được lập vào năm 1869 bởi Dmitri Ivanovich Mendeleev và Lothar Meyer, trong đó các nguyên tố được sắp tăng theo khối lượng nguyên tử, các nguyên tố có tính chất giống nhau được xếp thành một hàng (cùng electron hóa trị). Vào thế kỷ 20, các chu kì đã được giải thích dựa trên cấu hình electron của nguyên tố. Nên suy ra ta có bảng tuần hoàn bên trên.

Xem thêm

Các cách trình bày khác

Ghi chú

  1. ^ The elements discovered initially by synthesis and later in nature are technetium (Z=43), promethium (61), astatine (85), francium (87), neptunium (93), plutonium (94), americium (95), curium (96), berkelium (97) and californium (98).
  2. ^ There is an inconsistency and some irregularities in this convention. Thus, helium is shown in the p-block but is actually an s-block element, and (for example) the d-subshell in the d-block is actually filled by the time group 11 is reached, rather than group 12.
  3. ^ The noble gases, astatine, francium, and all elements heavier than americium were left out as there is no data for them.
  4. ^ While fluorine is the most electronegative of the elements under the Pauling scale, neon is the most electronegative element under other scales, such as the Allen scale.

Chú thích

  1. ^ Scerri 2007, p. 24
  2. ^ Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers. tr. 32. ISBN 0763778338.
  3. ^ Bagnall, K. W. (1967). “Recent advances in actinide and lanthanide chemistry”. Trong Fields, PR; Moeller, T. Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry. Advances in Chemistry 71. American Chemical Society. tr. 1–12. doi:10.1021/ba-1967-0071. ISBN 0-8412-0072-6
  4. ^ Day, M. C.; Selbin, J. (1969). Theoretical inorganic chemistry (ấn bản 2). New York, MA: Reinhold Book Corporation. tr. 103. ISBN 0763778338.
  5. ^ Holman, J.; Hill, G. C. (2000). Chemistry in context (ấn bản 5). Walton-on-Thames: Nelson Thornes. tr. 40. ISBN 0174482760.
  6. ^ a b Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1.
  7. ^ Fluck, E. (1988). “New Notations in the Periodic Table”. Pure Appl. Chem. (IUPAC) 60 (3): 431–436. doi:10.1351/pac198860030431. Truy cập ngày 24 tháng 3 năm 2012.
  8. ^ Moore, p. 111
  9. ^ a b c Greenwood, p. 30
  10. ^ Mascetta, Joseph (2003). Chemistry The Easy Way (ấn bản 4). New York: Hauppauge. tr. 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235.
  11. ^ [1]
  12. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Gray12
  13. ^ Jones, Chris (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons. tr. 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713.
  14. ^ Greenwood, p. 27
  15. ^ a b Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (ấn bản 2). McGraw-Hill. tr. 22. ISBN 978-0-07-112651-9.
  16. ^ a b c Greenwood, p. 28
  17. ^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "Electronegativity". Toàn văn bản Giản Lược Thuật Ngữ Hoá Học.
  18. ^ Pauling, L. (1932). “The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms”. Journal of the American Chemical Society 54 (9): 3570–3582. doi:10.1021/ja01348a011.
  19. ^ Allred, A. L. (1960). “Electronegativity values from thermochemical data”. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry (Northwestern University) 17 (3–4): 215–221. doi:10.1016/0022-1902(61)80142-5. Truy cập ngày 11 tháng 6 năm 2012.
  20. ^ a b Chang, pp. 307–309
  21. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81
  22. ^ Yoder, C. H.; Suydam, F. H.; Snavely, F. A. (1975). Chemistry (ấn bản 2). Harcourt Brace Jovanovich. tr. 58. ISBN 0-15-506465-7.
  23. ^ Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85
  24. ^ Sacks, O (2009). Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood. New York: Alfred A. Knopf. tr. 191, 194. ISBN 0-375-70404-3.
  25. ^ Gray, p. 9

Liên kết ngoài

Wikimedia Commons có thêm thể loại hình ảnh và tài liệu về Bảng tuần hoàn


Posted by at
Labels:

No comments:

Post a Comment

Subscribe to: Post Comments (Atom)