ĐLTH và bảng HTTH - "Cột sống" của hóa học vô cơ

[thantang.pro9999]

Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn là một trong những lý thuyết quan trọng nhất của giáo trình hóa học, là cột sống của toàn bộ chương trình hóa học vô cơ. Mặt khác nội dung của định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn ngày càng trở nên sáng tỏ dưới ánh sáng của những thành tựu mới về cấu tạo chất.

Những nội dung chính trong topic này:
1. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn Mendeleep.
2. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn dưới ánh sáng của lý thuyết cấu tạo nguyên tử.
3. Sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất quan trọng.
4. Các kiểu bảng tuần hoàn. Một số ý kiến về vị trí các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn.
5. Ý nghĩa của định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn.
6. Câu hỏi và bài tập.

Nguồn sách: Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học - Tác giả: Nguyễn Duy Ái, NXB Giáo dục 1977

[thantang.pro9999]

I. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn Mendeleep.

I.1. Vài nét về quá trình xây dựng ĐLTH và HTTH:

  Từ trước công nguyên cho tới cuối thế kỷ XVIII, người ta đã biết 63 nguyên tố hóa học. Các nguyên tố đó được tìm ra một cách ngẫu nhiên như Au, Cu, Fe... hay mò mẫm như P... Lúc bấy giờ trong hóa học người ta cũng tích lũy được một lượng khá lớn các tài liệu thực nghiệm, trong đó lẫn lộn cả đúng sai. Sự phát triển của hóa học đòi hỏi phải:
+ Tìm cách hệ thống hóa các tài liệu thực nghiệm, phân loại các nguyên tố hóa học.
+ Tìm ra một quy luật chung chi phối tính chất hóa học của các nguyên tố.
  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 Bacdeliuyt phân chia các nguyên tố thành kim loại và á kim, Đobraino xếp các nguyên tố thành từng bộ ba có tính chất giống nhau, định luật "bát độ" của Niulen, sự biến đổi tuần hoàn thể tích nguyên tử theo khối lượng nguyên tử của Maye...
Tuy vậy các nhà bác học đó vẫn chưa khám phá được thực chất cúa định luật tuần hoàn.
  Trong quá trình nghiên cứu và sắp xếp các nguyên tố, nhà hóa học Nga Medeleep 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, Mendeleep 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 HTTH.
  HTTH 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 thể hiện một trong những định luật cơ bản của tự nhiên. Vì vậy vừa mới ra đời xong 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 TH, Mendeleep 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 số đó ông dự đoán đầy đủ tính chất của 3 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 Mendeleep.
  Định luật TH được mọi người thừa nhận.

[thantang.pro9999]

I.2. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn Mendeleep:

1. Định luật tuần hoàn:
   Định luật tuần hoàn được Mendeleep 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 nguyên tố làm 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. Từ đó nẩy sinh ra sự cần thiết phải chỉ rõ thứ tự sắp xếp của các nguyên tố hóa học trong HTTH bằng số thứ tự hay số hiệu nguyên tử.

2. Hệ thống tuần hoàn:
   Ta biết rằng có nhiều cách biểu diễn sự phụ thuộc hàm số như dùng phương trình đại số, vi phân, đồ thị, bảng...
   Từ cuối thế kỷ XIX đầu thế kỷ XX người ta đã có nhiều cố gắng đi tìm những biểu thức toán học nhằm thể hiện sự phụ thuộc tuần hoàn tính chất của các nguyên tố vào khối lượng nguyên tử hoặc số thứ tự. Nhưng các cố gắng đó đều không đạt kết quả.
   Việc biểu diễn ĐLTH dưới dạng một "bảng TH" hay HTTH cũng nói lên tính độc đáo của nó so với các định luật khác trong tự nhiên. Khi chuyển từ nguyên tố nọ sang nguyên tố kia tính chất của nó không biến đổi liên tục mà nhẩy vọt, tuy một số nguyên tố trong cùng một nhóm cũng có tính chất tương tự, nhưng nghiêm ngặt mà xét thì mỗi nguyên tố là một cá thể có đặc thù riêng.
   ..."Một mặt, nó giống các định luật khác ở chỗ biểu thị những đặc trưng về số lượng của vật chất và mối quan hệ giữa chúng, đồng thời nó lại gần với sự phân loại động vật và thực vật, nó phản ánh ở mức độ nhất định sự tiến hóa và mối liên hệ kế thừa..." (Sukarep)
   Cho đến nay, HTTH là cách thể hiện ĐLTH một cách cụ thể, rõ ràng và sâu sắc nhất.

[thantang.pro9999]

3. Kiến trúc của HTTH:

a. Chu kỳ:
   Nếu cắt dãy nguyên tố từ 1 đến 105 từ sau nguyên tố số 2 theo chu kỳ lặp lại các tính chất (8, 8, 18, 18, 32) ta sẽ được 7 hàng. Ở mỗi hàng như vậy có sự biến đổi liên tục tính chất kim loại, á kim. Mendeleep gọi đó là một chu kỳ.
   Vậy chu kỳ là một dãy nguyên tố sếp theo thứ tự tăng dần, mở đầu là một kim loại điển hình, cuối là một phi kim điển hình và kết thúc là một khí trơ.
   HTTH gồm 7 chu kỳ, 3 chu kỳ nhỏ và 4 chu kỳ lớn, trong đó từng đôi chu kỳ có số nguyên tố như nhau gọi là từng cặp chu kỳ.
+ Cặp 1: Chỉ có chu kỳ 1 gồm 2 nguyên tố.
+ Cặp 2: Chu kỳ 2 và 3, mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố.
+ Cặp 3: Chu kỳ 4 và 5, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố.
+ Cặp 4: Chu kỳ 6 và 7, mỗi chu kỳ có 32 nguyên tố nhưng chu kỳ 7 chưa hoàn thiện.
   Ta thấy càng xuống dưới chu kỳ càng dài, số nguyên tố trong một chu kỳ bằng 2 lần bình phương số cặp: S = 2N2, với S là số nguyên tố, N là số cặp.
Bây giờ ta xét một số chu kỳ.

Chu kỳ nhỏ:
+ Chu kỳ 1 chỉ gồm có 2 nguyên tố H và He. Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên H vừa mang tính chất của một nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại, vừa mang tính chất của nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim.
+ Chu kỳ 2 và 3: Tính chất của các nguyên tố trong chu kỳ biến đổi đều đặn, liên tục.

Chu kỳ lớn:
+ Một số tính chất của các nguyên tố như tính kim loại, á kim biến đổi chậm hơn ở chu kỳ nhỏ.
+ Một số tính chất lại biến đổi tuần hoàn, ví dụ hoá trị. Ở chu kỳ 4 chẳng hạn, hoá trị nguyên tố đầu chu kỳ K là 1, tăng dần cực đại đến một nguyên tố ở giữa chu kì Mn là 7 sau đó lại tụt xuống đến 1 ở Cu và tăng lên đều đặn đến 7 ở Br. Do đó mỗi chu kỳ có thể chia thành hai hàng (trong các bảng tuần hoàn dạng chu kỳ ngắn).
+ Chu kỳ 4 và 5 có cấu tạo giống nhau.
+ Chu kỳ 6 rất dài, gồm 32 nguyên tố, trong đó có 2 đặc điểm:
+1. Tính kim loại, á kim biến đổi chậm hơn ở hai chu kỳ trước, nhất là từ Xe (58) đến Lu (71).
+2. Tính chất của 14 nguyên tố trên (58 – 71) rất giống nhau và giống Lantan do đó chúng được xếp chung một ô với Lantan và gọi là họ Lantan. Họ Lantan thường được xếp xuống dưới bảng.
+ Chu kỳ 7 chưa hoàn thành, nhưng theo suy đoán ở trên thì cấu tạo phải giống chu kỳ 6. Ở đây, sau Ac có 14 nguyên tố, từ Th (90) đến Lorenxi (103) có tính chất rất giống nhau và giống Ac nên được xếp cùng ô với Ac và mang tên họ Actini. Họ Actini thường được xếp xuống cuối bảng và song song từng đôi một với họ Lantan.

[thantang.pro9999]

b. Nhóm:

   Nếu các chu kỳ được xếp thành hàng ngang thì các nguyên tố có tính chất giống nhau rõ rệt được xếp theo cột dọc, nguyên tố nọ được xếp dưới nguyên tố kia theo chiều tăng của số thứ tự. Mỗi cột như vậy là một nhóm.
   HTTH dạng chu kỳ ngắn gồm 9 nhóm, bao gồm cả nhóm số 0. Đối với các chu kỳ lớn, người ta chia các nguyên tố thành hai hàng và cũng xếp vào 8 nhóm. Bắt đầu từ đây trong một nhóm đã bao gồm những nguyên tố không hẳn giống nhau về tính chất một cách chặt chẽ, tuy vậy ít ra thì chúng cũng có điểm chung, đó là hoá trị dương cao nhất đối với O bằng nhau. Vì vậy mỗi nhóm của bảng TH lại phải phân thành 2 nhóm: Phân nhóm chính (PNC) và phân nhóm phụ (PNP).
   Như vậy nhóm là tập hợp các nguyên tố có hoá trị dương cao nhất bằng nhau. Còn phân nhóm là tập hợp các nguyên tố trong một nhóm có tính chất hoá học giống nhau.
   PNC: nguyên tố đầu của nó nằm ở chu kỳ 2, các nguyên tố khác nằm ở tất cả các chu kỳ khác.
   PNP thường chia thành 2 loại: PNP loại 1 và PNP loại 2
+ PNP loại 1 có nguyên tố đầu nằm ở chu kỳ 4, tất cả các nguyên tố sau nằm ở các chu kỳ khác.
   Từ nhóm I đến nhóm VII, mỗi nhóm gồm một PNC và một PNP loại 1. Ở các nhóm II, III, IV các nguyên tố thuộc hai PN có tính chất không khác nhau nhiều lắm, ở các nhóm khác tính chất của chúng rất khác nhau.
   Ở nhóm VIII có điều đáng lưu ý. Nếu phân chia mỗi chu kỳ lớn gồm 18 nguyên tố thành hai hàng – hàng đầu 10 nguyên tố - mà HTTH chỉ có 8 nhóm, thì phải xếp 3 nguyên tố vào một nhóm – nhóm VIII. Có 3 bộ ba nguyên tố như vậy, đó là (Fe, Co, Ni), (Ru, Rh, Pd), (Os, Pr, Pt). Thực ra sắp xếp như trên cũng có cơ sở đúng đắn, các bộ ba đó có tính chất giống nhau theo hàng ngang nhiều hơn theo cột dọc.
   Như vậy ở nhóm VIII có 3 PNP loại 1.
   Đúng ra các khí trơ thuộc PNC nhóm VIII. Do từ trước người ta chưa điều chế được các hợp chất của khí trơ và vẫn coi chúng có hoá trị 0 nên loại chúng ra khỏi nhóm VIII và xếp chúng vào nhóm 0, nhóm thứ 9 của bảng HTTH.
+ PNP loại 2 gồm các nguyên tố của họ Lantan và actini xếp dưới bảng. Chúng tạo thành 14 PNP loại 2, mỗi PN gồm 2 nguyên tố, một nguyên tố thuộc họ lantan, một nguyên tố thuộc họ actini. Nguyên tố đầu của mỗi PN nằm ở chu kỳ 6.
Như vậy bảng HTTH gồm 8 PNC, 10 PNP loại 1 và 14 PNP loại 2. Ta cũng nhận thấy rằng, khi xuất hiện một chu kỳ chẵn (2, 4, 6) thì cũng xuất hiện một loại PN mới (chính, phụ loại 1, phụ loại 2)

[thantang.pro9999]

I.3. Sự biến đổi tính chất các nguyên tố trong HTTH:

1. Sự biến đổi theo chu kỳ:
   Trong tất cả các chu kỳ đều có cùng một sự biến đổi tính chất của các nguyên tố: Khi số thứ tự của nguyên tố tăng lên thì tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần và kết thúc là một khí trơ. Tuy nhiên khi số nguyên tố trong chu kỳ càng lớn, sự thể hiện quy luật trên càng phức tạp hơn.

2. Sự biến đổi theo nhóm:
   Trong các nhóm sự biến đổi tính chất các nguyên tố trong từng PN có khác nhau.
   Đối với các nguyên tố thuộc PNC, theo chiều từ trên xuống dưới, khi số thứ tự tăng dần thì tính phi kim ngày càng giảm, tính kim loại ngày càng tăng.
   Đối với các nguyên tố thuộc PNP theo chiều từ trên xuống dưới, tính kim loại hoặc không tăng, hoặc giảm đi chút ít.

3. Sự biến đổi theo hướng chéo:
   Mỗi dẫy nguyên tố nằm trên đường chéo của bảng HTTH gồm các nguyên tố thuộc các nhóm khác nhau, hóa trị khác nhau, công thức các hợp chất khác nhau nhưng lại có tính chất hóa học gần nhau.
   Ví dụ, Li ở nhóm 1 nhưng tính chất của nó lại giống với Mg hơn là với các nguyên tố khác trong nhóm kim loại kiềm. Tất cả các nguyên tố thuộc dãy beri đều lưỡng tính (Be, Al, Ge, Sb, Po), tất cả các oxit của dẫy C đều là oxit axit mặc dù chúng có công thức khác nhau, hóa trị khac nhau: CO2, P2O5, SeO3, I2O7...

4. Sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất vật lý:
   Ngoài những tính chất hóa học cơ bản như hóa trị, tính kim loại, phi kim, thành phần và tính chất hóa học của các oxit và hydroxit, hidrua... người ta còn nhận thấy nhiều tính chất vật lý của các đơn chất, hợp chất cũng biến đổi tuần hoàn. Ví dụ: nhiệt độ nóng chẩy, nhiệt độ sôi, từ tính, tính dẫn điện, sinh nhiệt của một số hợp chất...

[thantang.pro9999]

II. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn dưới ánh sáng của lý thuyết cấu tạo nguyên tử.

II.1. Sự liên quan giữa điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong bảng HTTH.

   ĐLTH và HTTH của Mendeleep đã tỏ rõ tính chất đúng đắn và tác dụng to lớn của nó trong việc nghiên cứu hóa học. Tuy nhiên chính Mendeleep đã nói "Tôi không rõ nguyên nhân của ĐLTH" (1889). Ngoài ra còn có một số trường hợp ngoại lệ, một số trường hợp chưa rõ ràng:
   Theo ĐLTH mà Mendeleep phát biểu thì tính chất của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử, nhưng ở một số trường hợp Co và Ni, Ar và K, Te và I muốn bảo đảm tính tuần hoàn phải đảo lộn thứ tự sắp xếp, chẳng hạn phải xếp Co trước Ni mặc dù khôi lượng nguyên tử của Co nhỏ hơn Ni.
   Số nguyên tố đất hiếm và vị trí của nó trong bảng HTTH cũng chưa được xác định một cách dứt khoát.
   Rõ ràng trong cấu tạo nội tại của nguyên tử có điều gì đó gây nên hiện tượng tuần hoàn mà giựa vào khối lượng nguyên tử không giải đáp được.
Buớc tiến quan trọng dầu tiên của việc giải quyết vấn đề này là tìm được phương pháp xác định điện tích hạt nhân nguyên tử, từ đó các nhà bác học đã đi tới quyết định:
   “Điện tích hạt nhân nguyên tử, về trị số số học bằng số thứ tự cuả nguyên tố trong bảng HTTH”
   Như vậy vấn đề đã rõ ràng, các nguyên tố trong bảng HTTH được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử, đồng thời là số thứ tự của nguyên tố trong HTTH. Mỗi nguyên tố ứng với điện tích hạt nhân hoàn toàn xác định, nó quy định số e trong lớp vỏ nguyên tử trung hoà và chính lớp vỏ e này lại quyết định tính chất hoá học của nguyên tố.

[thantang.pro9999]

   Ngày nay người ta đã biết được nhiều nguyên tử có điện tích hạt nhân như nhau, và do đó chúng có tính chất hoá học tương tự nhau mặc dù khối lượng nguyên tử khác nhau (các đồng vị). Ngược lại người ta cũng biết nhiều nguyên tử có khối lượng như nhau nhưng điện tích hạt nhân khác nhau nên tính chất hoá học của chúng khác nhau. Các nguyên tử đó gọi là các đồng lượng.
   Từ đó thấy rằng không có mối liên hệ trực tiếp giữa khối lượng nguyên tử và tính chất hoá học của nó. Tính chất của nguyên tố là hàm số tuần hoàn với điện tích hạt nhân của chúng. Vì vậy ngày nay định luật tuần hoàn được phát biểu như sau:
   “Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử cũng là số thứ tự của chúng”
   Tuy nhiên có điều quan trọng cần chú ý là khối lượng nguyên tử của nguyên tố nói chung tăng lên khi điện tích hạt nhân tăng. Do đó nếu sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử và theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì trừ một số ít ngoại lệ, ta cũng được một dãy nguyên tố theo trật tự như nhau. Chính vì thế Mendeleep đã khám phá ra ĐLTH khi lấy khối lượng nguyên tử làm cơ sở.
   Giữa khối lượng nguyên tử và điện tích hạt nhân có mối liên quan chặt chẽ với nhau. Khi điện tích hạt nhân tăng (số p tăng) thì khối lượng trung bình của các đồng vị nguyên tố tăng, tức là tăng khối lượng nguyên tử. Nhưng vì trong nguyên tử số p và n không tăng theo một tỷ lệ nhất định nên ở một số ít trường hợp sự tăng khối lượng nguyên tử không đúng với sự tăng điện tích hạt nhân. Vì vậy trong bảng HTTH, có 4 cặp nguyên tố Ar và K, Co và Ni,  Te và I, Th và Pa bị coi là ngoại lệ. Trong mỗi cặp, nguyên tố đứng trước có khối lượng hơi lớn hơn nguyên tố đứng sau, mặc dù điện tích hạt nhân của nguyên tố đứng trước nhỏ hơn 1 đơn vị.     
   Chẳng hạn:
+ Ar có Z = 18, có 3 đồng vị 36 (0,337%), 38 (0,063%), 40 (99,60%). Khối lượng nguyên tử trung bình là 39,948
+ K có Z = 19, có 3 đồng vị 39 (93,08%), 40 (0,012%), 41 (6,91%). Khối lượng nguyên tử trung bình là 39,012
   Ta thấy với Ag tỷ lệ đồng vị nặng 40 chiếm tới 99,60% còn đối với K thì tỷ lệ đồng vị nhẹ 39 lại là ưu thế, nó chiếm tới 93,08%. Vì vậy khối lượng nguyên tử trung bình của Ar là 39,948 hơi lớn hơn K là 39,012 mặc dù điện tích hạt nhân của Ar là 18 nhỏ hơn K là 19

[thantang.pro9999]

   Nếu xếp các nguyên tố theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì thứ tự trên là tự nhiên, không còn ngoại lệ nữa.
   Như vậy trong bảng HTTH, điện tích hạt nhân tăng liên tục từ 1 đến 105 (đây chưa phải là giới hạn cuối cùng và vẫn đang nghiên cứu tổng hợp hạt nhân nặng hơn). Đồng thời điện tích hạt nhân cũng xác định vị trí của mỗi nguyên tố trong HTTH.
   Dựa vào điện tích hạt nhân nguyên tử, người ta đã giải quyết được vấn đề hết sức quan trọng đó là xác định số nguyên tố còn chưa tìm ra.
   Khi xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử không phải bao giờ cũng biết được vị trí mỗi nguyên tố trong bảng HTTH. Đó là vì từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, khối lượng nguyên tử không thay đổi theo những lượng bằng nhau như đối với điện tích hạt nhân. Do đó trên cơ sở khối lượng nguyên tử không thể giải quyết dứt khoát vấn đề giữa hai nguyên tố đã biết liệu còn nguyên tố nào chưa biết hay không?

Trường hợp giữa H và He:
   Trước đây giựa vào hình thức của bảng HTTH, người ta đã có giả thuyết sai lầm cho rằng giữa H và He phải có một nguyên tố “halogen” nhẹ có khối lượng nguyên tử là 3 để chu kỳ 1 vừa có kim loại (H), vừa có phi kim halogen nhẹ, vừa có khí hiếm He.
   Khi biết H có điện tích hạt nhân bằng 1 và He bằng 2 thì có thể khẳng định được rằng giữa hai nguyên tố đó không thể có nguyên tố nào khác.

Trường hợp giữa Ba và Ta:
   Trước đây số lượng và vị trí các nguyên tố trong khoảng giữa Ba và Ta có rất nhiều lộn xộn, khi đã xác định được Ba có Z = 56 và Ta có Z = 73 thì có thể khẳng định rằng giữa 2 nguyên tố đó còn 16 nguyên tố khác và vị trí của nó là hoàn toàn xác định.
   Khi xác định rằng tính chất của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo điện tích hạt nhân nguyên tử cũng chưa phải khám phá ra căn nguyên của ĐLTH, vì điện tích hạt nhân hay số thứ tự của nguyên tử đều biến thiên tuần hoàn theo đường thẳng từ nguyên tố đầu đến cuối trong HTTH. Biết số e trong nguyên tử là rất quan trọng nhưng chưa đủ. Tính chất hoá học và một số lớn tính chất vật lý đêù phụ thuộc cấu tạo của lớp vỏ e nguyên tử. Cho nên chỉ có thể giải thích tính chất của các nguyên tố khi biết kiến trúc e trong nguyên tử của chúng.

[thantang.pro9999]

II.2. Kiến trúc lớp vỏ electron của nguyên tử:

2.1. Các số lượng tử:

   Ngày nay toàn bộ thuyết cấu tạo nguyên tử phân tử đều dựa vào cơ học lượng tử. Cơ sở của cơ học lượng tử là phương trình Scrodingo.
   Việc giải một phương trình Scrodingo với một nguyên tử cho phép:
+ Xác định được sự phân bố điện tích trong không gian. Theo cơ học lượng tử không thể nói electron chuyển động trên những quỹ đạo nhất định, mà chỉ có thể xác định được xác suất tìm thấy electron hay đôi khi còn gọi là mật độ đám mây electron trên những obital khác nhau. Mỗi obital là một khu vực không gian bao quanh hạt nhân trong đó mật độ tìm thấy electron là lớn nhất. Những trạng thái khác nhau của electron ứng với các obital khác nhau.
+ Xác định được giá trị năng lượng của các electron trên các obital.
   Việc giải phương trình Scrodingo đối với hệ nguyên tử làm xuất hiện ba số lượng tử n, l, m. Đó là những số nguyên thể hiện tính biến đổi không liên tục, từng lượng nhất định mà nhỏ nhất là lượng tử của các thuộc tính của thế giới vi mô.

   Số lượng tử chính n là quan trọng nhất, nó có thể nhận những giá trị nguyên dương bất kỳ từ 1 trở đi (n = 1, 2, 3, 4…). Nó cho biết electron thuộc lớp nào trong nguyên tử và được ký hiệu như sau:
+ n = 1: Lớp K
+ n = 2: Lớp L
+ n = 3: Lớp M
+ n = 4: Lớp N
+ n = 5: Lớp O
….
   Số lượng tử chính n xác định năng lượng trung bình của electron trên lớp n:
              E_n = -Z²R/n²
   Trong đó Z là điện tích hạt nhân. R là một hằng số gọi là hằng số Ritbe R = 13,6 eV hay 313,6 Kcal/mol
   Giá trị chính xác hơn của năng lượng electron còn phụ thuộc vào số lượng tử l. Nó cũng cho biết khoảng cách trung bình giữa electron và hạt nhân nguyên tử. Khi n tăng khoảng cách đó cũng tăng.
   Trong phương trình trên dấu “-“ bên phải có ý nghĩa như sau: Khi hạt nhân nguyên tử và electron cách xa nhau một khoảng vô cùng lớn thì năng lượng tương tác E = 0, khi electron lại gần nguyên tử thì năng lượng của hệ giảm dần từ 0 đến E < 0. Vậy dấu “-“ chỉ tương tác hút giữa electron và hạt nhân nguyên tử. Theo quy ước này khi E = 0 có nghĩa là nguyên tử bị ion hoá, electron ở xa hạt nhân vô cùng.

[thantang.pro9999]

   Số lượng tử phụ l (còn được gọi là số lượng tử obital) cùng với số lượng tử chính xác định năng lượng obital của electron. Đối với mỗi giá trị của n, l có thể nhận những giá trị nguyên dương bất kỳ trong giới hạn từ 0 đến n – 1. Như vậy nếu n = 1 thì l = 0, n = 2 thì l = 0 và l = 1. Các trị số của l được ký hiệu như sau:
         l = 0, 1, 2, 3, 4…. Ký hiệu tương ứng s, p, d, f, g…
   Các electron có cùng trị số n và l hợp thành một phân lớp. Ứng với n = 1, l = 0 là phân lớp 1s, n = 2 và l = 0 là phân lớp 2s, n= 2 và l = 1 là phân lớp 2p….
Ứng với cùng trị số của n, mức năng lượng của electron tăng lên khi l tăng. Ví dụ với  n = 2 thì các electron thuộc phân lớp 2p có mức năng lượng lớn hơn phân lớp 2s.
   Ở các mức năng lưọng thấp thì số lượng tử chính n có vai trò quyết định đối với năng lượng của electron. Nhưng với các trị số n >= 3 thì ảnh hưởng của số lượng tử phụ l ngày càng lớn, có khi vượt cả ảnh hưởng của n, do đó có hiện tượng các mức năng lượng chèn lên nhau, ví dụ phân lớp 3d có mức năng lượng cao hơn 4s…
   Như vậy số lượng tử chính và số lượng tử phụ xác định mức năng lượng của electron đồng thời xác định hình dạng của các obital.

   Số lượng tử từ m: Khi có từ trường ngoài, năng lượng của electron còn phụ thuộc cả vào số lượng tử này. Đối với mỗi giá trị của l, m có thể nhận bất kỳ giá trị nguyên nào từ -l đến +l, kể cả giá trị 0. Chẳng hạn ứng với trị số l = 0 thì m = 0, với l = 1 thì m có ba giá trị -1, 0, +1, với l = 2 thì m có 5 giá trị -2, -1, 0, 1, 2.
   Mỗi obital được đạc trưng đầy đủ bằng bộ gồm 3 số lượng tử n, l, m. Nhưng khi không có từ trường ngoài thì năng lượng phụ thuộc chủ yếu vào 2 số lượng tử n và l. Chẳng hạn obital 1s (n = 1, l = 0), obital 2p (n = 2, l = 1), obital 3d (n = 3, l = 2)… Electron chiếm obital s gọi là electron s, electron chiếm obital p gọi là electron p, ...

[thantang.pro9999]

   Số lượng tử spin: Các số lượng tử vừa nêu trên có đặc trưng cho sự chuyển động của các electron xung quanh nguyên tử. Tuiy nhiên electron còn có chuyển động riêng: nó có mômen động lượng riêng do sự tự quay quanh một trục tưởng tượng của nó gây ra. Vecto định hướng cho sự tự quay đó chỉ có thể định hướng theo hai chiều và mỗi chiều đó ứng với số lượng tử spin s = +1/2 hiặc s = -1/2.
   Khi đưa ra hình ảnh “electron tự quay”  như một con quay để giải thích nguồn gốc của momen động lượng riêng, cần hiểu đó chỉ là một hình ảnh gần đúng thô sơ.
   Tóm lại trạng thái đầy đủ của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng 4 số lượng tử n, l, m, s.
   Biết hình dạng của các obital và các giá trị năng lượng tương ứng cho phép giải  thích được nhiều tính chất của nguyên tử cô lập, cũng như bản chất của liên kết hoá học giữa các nguyên tử đó.

2.2. Kiến trúc electron trong nguyên tử các nguyên tố:

   Dựa vào những dữ kiện quang phổ và dựa vào tổ hợp 4 số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của mỗi electron trong nguyên tử thành phân lớp và phân lớp.
Nhờ áp dụng được nguyên lý Pauly và nguyên lý vững bền, có thể xác định được số electron có thể có của mỗi lớp, mỗi phân lớp, mỗi obital và cách sắp xếp của chúng trong nguyên tử.

[thantang.pro9999]

   Nguyên lý Paoli: Trong một nguyên tử không thể có 2 electron được đặc trưng bởi 4 số lượng tử hoàn toàn giống nhau, nghĩa là ở trong cùng một trạng thái
   Các kết quả sau đây rút ra từ nguyên lý Paoly:
* Số electron tối đa trong một obital hay ô lượng tử:
   Ở mỗi obital electron được đặc trưng bằng 3 số lượng tử n, l, m giống nhau thì số lượng tử thứ 4 là s phải khác nhau. Như vậy mỗi obital chỉ chứa tối đa là 2 electron thì có spin ngược dấu nhau, giả sử mỗi obital có 3 electron thì ít ra cũng có 2 electron có spin trùng nhau, như vậy sẽ có 2 electron có 4 số lượng tử giống nhau, điều đó trái với nguyên tắc Paoli
* Số electron tối đa trong một phân lớp:
   Mỗi phân lớp với trị số n và l cho trước, có tối đa là 2m + 1 obital ứng với 2l + 1 trị số của m. Vì mỗi obiatl có tối đa 2 electron nên mỗi phân lớp có tối đa 2.(2l + 1) electron. Cụ thể là:
+ Phân lớp s (l = 0) có chứa tối đa 2 electron.
+ Phân lớp p (l = 1) có chứa tối đa 6 electron.
+ Phân lớp d (l = 2) có chứa tối đa 10 electron.
+ Phân lớp f (l = 3) có chứa tối đa 14 electron.
* Số electron tối đa trong một lớp:
   Mỗi electron có n phân lớp ứng với các giá trị của l từ 0 đến n – 1, mỗi phân lớp chứa tối đa là 2(2l + 1) electron.
   Vậy số electron tối đa trong một lớp:
S_n = Tổng của 2(2l + 1) = 2. [1 + 3 + 5 + 7 + … + (2n – 1) ] = 2n²
   Cụ thể là:
+ Lớp K (n = 1) chứa tối đa 2.1² = 2 electron.
+ Lớp L (n = 2) chứa tối đa 2.2² = 8 electron.
+ Lớp M (n = 3) chứa tối đa 2.3² = 18 electron.
+ Lớp N (n = 4) chứa tối đa 2.4² = 32 electron.
+ Lớp O (n = 5) chứa tối đa 2.5² = 50 electron.
….
   Như vậy nguyên lý Paoli giới hạn số electron tối đa trong một phân lớp, một lớp, một obital. Nếu một lớp hay một phân lớp có chứa số electron tối đa ta nói lớp hay phân lớp đó đã bão hoà.

Nguyên lý vững bền: Cho biết thứ tự bão hoà các phân lớp, các lớp electron trong một nguyên tử.
   Theo nguyên lý đó, trạng thái vững bền của một hệ là trạng thái có năng lượng cực tiểu nên các electron có khuynh hướng chiếm các mức năng lượng thấp nhất vì ở đó chúng được liên kết với hạt nhân bền nhất rồi mới dần dần điền vào các mức kém bền hơn.
   Những dữ kiện về quang phổ cho thấy thứ tự tăng dần các mức năng lượng trong nguyên tử như sau:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ~ 3d < 4p < 5s ~ 4d < 5p < 6s < ~ 4f ~ 5d < 6p…
   Như vậy, electron được sắp xếp vào phân lớp theo thứ tự trên chứ không hoàn toàn theo thứ tự lần lượt từ lớp K đến lớp M, N rồi O, P, Q…
Ta nhận thấy các mức ns, (n – 1)d, (n – 2)f gần nhau và bao giờ cũng có mức năng lượng thấp hơn mức np.

[thantang.pro9999]

   Trình tự phân bố các mức năng lượng trên tuan theo quy tắc Cletcopski gồm những điểm chính sau đây:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng, các electron chiếm các mức năng lượng có tổng số (n + l) nhỏ rồi đến các mức năng lượng có tổng số (n + l) lớn dần. Chẳng hạn các electron được sắp xếp vào phân lớp 3s có tổng (n + l) bằng 3 (n = 3, l = 0) rồi mới xếp vào phân lớp 3p có tổng số (n + l) bằng 4 (n = 3, l = 1).
+ Đối với các phân lớp có tổng số (n + l) bằng nhau thì electron được xếp vào phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi mới đến phân lớp có trị số n lớn sau. Ví dụ phân lớp 3d (n = 3, l = 2) và 4p (n = 4, l = 1) đều có tổng (n + l) bằng 5 thì electron được xếp vào phân lớp 3d trước.
   Cần lưu ý rằng hiện nay bằng con đường lý thuyết cơ học lượng tử cũng chưa thiết lập được trình tự phân bố trên.

[thantang.pro9999]

   Qui tắc Hun:
   Trong một phân lớp các electron được sắp xếp như thế nào sao cho tổng số spin là cực đại.
   Vì mỗi đôi electron ghép vào nhau có spin ngược dấu triệt tiêu nhau, nên nguyên tử có khuynh hướng có số electron độc thân tối đa.
   Ví dụ ở nguyên tử C, mỗi electron 2p chiếm một ô lượng tử riêng với tổng số spin là 1 chứ không ghép vào nhau để có tổng spin là 0.
   Cũng như vậy, N có 3 electron độc thân chiếm 3 ô lượng tử với tổng spin là 3/2 chứ không có cấu tạo với tổng spin là 1/2.
   Từ quy tắc Hun dẫn tới kết quả sau:
+ Độ bền của các electron chẳng những phải thể hiện ở các lớp electron bão hòa 2 – 8 – 18 – 32 và các phân lớp bão hòa s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴ mà còn thể hiện ở các phân lớp nửa bão hòa p³, d⁵. Do đó ta có thể giải thích được một số hiện tượng bất thường khi xây dựng lớp vỏ electron của một số nguyên tố như Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Au…
+ Một số trường hợp bất thường khi xây dựng các lớp electron:
   Trước hết, ta lấy nguyên tử Cr làm ví dụ. Nếu theo trình tự xắp sếp các mức năng lượng, công thức electron của Cr có thể viết như sau: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴ và như vậy các lớp electron trong nguyên tử Cr sẽ là Cr (2) 8 (12) (2). Nhưng những dữ kiện về quang phổ cho biết Cr chỉ có 1 electron ở lớp ngoài cùng và có 13 electron ở lớp gần ngoài cùng Cr (2) 8 (13) (1).
Sở dĩ như vậy là vì phân lớp 4s có mức năng lượng xấp xỉ phân lớp 3d và cấu hình d5 nửa bão hòa là cấu hình bền vững, ở đây phân lớp 3d đã có 4 electron nên 1 electron của phân lớp 4s nhẩy vào phân lớp 3d để đạt tới cấu hình 3d⁵ bền vững (nửa bão hòa).
   Tiếp theo ta xét trường hợp của Cu và Pd. Giả sử công thức electron của Cu là 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹ thì phân lớp 3d⁹ chưa có cấu hình bền vững. Vì vậy một electron của phân lớp 4s đã nhẩy vào phân lớp 3d để đạt tới cấu hình 3d¹⁰ bền vững (bão hòa). Còn đối với Pd thì cả 2 electron của phân lớp 5s nhẩy vào phân lớp 4d đã có 8 electron để đạt cấu hình 4d¹⁰ bền vững. Vì vậy mà phân lớp 5s và cả lớp thứ 5 không có electron nào. Đây là trường hợp duy nhất trong bảng HTTH mà số lớp electron nhỏ hơn số chu kỳ.
   Trường hợp của Nb, Mo cũng do nguyên nhân trên, chúng có khuynh hướng điền gấp rút electron ở phân lớp ns vào phân lớp (n – 1)d để tới Nb và Mo đạt cấu hình d5 nửa bão hòa bền vững.
   Các trường hợp khác cũng tương tự.