Chương 2:
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + hạt nhân nguyên tử
+ các electron chuyển động xung quanh hật nhân
- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân (vì khối luợng của electron quá nhỏ)
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử bằng tổng số điện
tích âm của lớp vỏ electron.
Ví dụ: nguyên tố Heli có số thứ tự Z = 2 trong hệ thống tuần hoàn, như vậy hạt nhân nguyên
tử Heli mang 2 đơn vị điện tích dương và có 2 electron chuyển động xung quanh
2.2.1. Hạt nhân nguyên tử
Hạt nhân nguyên tử được hình thành từ hai loại hạt cơ bản: hạt proton, hạt nơtron và trung hòa
điện. Proton và nơtron được gọi chung là các hạch tử (nucleon).
Hạt Khối lượng (g) Điện tích (culong)
Electron (e) 9.1 x 10
-28
- 1.6 x 10
-19
Proton (P) 1.673 x 10
-24
+ 1.6 x 10
-19
Nơtron (N) 1.675 x 10
-24
0
Điện tích của e là nhỏ nhất và được lấy làm đơn vị điện tích, ta nói e có điện tích -1, như vậy
proton có điện tích +1.
Nếu trong hạt nhân của một nguyên tử nào đó có Z proton thì điện tích hạt nhân là +Z và
nguyên tử đó phải có Z electron quay xung quanh (vì nguyên tử trung hòa điện)
Trong bảng HTTH, số thứ tự của nguyên tố chính là số điện tích của hạt nhân hay số proton
của hạt nhân nguyên tử đó.

Số điện tích dương của hạt nhân đúng bằng số proton có trong hạt nhân (Z). Với mỗi nguyên
tố, số lượng proton trong hạt nhân nguyên tử là cố định (bằng Z), song có thể khác nhau số
nơtron: đó là hiện tượng đồng vị.
Đồng vị là những dạng nguyên tử khác nhau của cùng một nguyên tố mà hạt nhân nguyên tử
của chúng tuy có cùng số proton nhưng khác số nơtron (do đó khác số khối).
Hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp các đồng vị. Sự tồn tại các đồng vị là nguyên nhân
đầu tiên khiến cho khối lượng của các nguyên tố thường là những số thập phân.
VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị
Cl
35
17
(75,53%) và
Cl
37
17
(24,47%)
Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân »
2.2.2. Lớp vỏ electron
Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các
nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He
+
, Li
2+
…)
. Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên
tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ
học lượng tử.
2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô (electron, nguyên tử, phân tử)
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:
Trang: 2

x
π
2
≥∆⋅
+
∆
x = 0 ⇒
∆
v
x
→
∞
:
+
∆
v
x
= 0 ⇒
∆
x→
∞
:
Như vậy, theo hệ thức này thì việc xác định vị trí càng chính xác bao nhiêu thì việc xác định
tốc độ càng kém chính xác bấy nhiêu và ngược lại.
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta
không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta
hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác suất tìm thấy
electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó
2.3.3. Phương trình Schrodinger
Trong hệ vi mô (e), vì tính chất sóng, hạt và nguyên lý bất định nên chúng ta không thể vẽ

Lớp K L M N O P Q
Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
Có thể nhận các giá trị nguyên từ 0 đến (n-1), nghĩa là tổng cộng có n giá trị. Số lượng tử l đặc
trưng cho độ lớn của momen động lượng của electron. Người ta ký hiệu trạng thái electron
ứng với các trị số khác nahu của l như sau
Trang: 4
n l Dạng orbitan
1 0 s
2
0
1
s
p
3
0
1
2
s
p
d
4
0
1
2
3
s
p
d
f
Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:

1 (p)
2 (d)
0
-1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan
-2, -1, 0, +1, +2
4
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Số lượng tử spin m
s
(đơn giản gọi là spin)
Thực nghiệm cho thấy electron còn có momen động lượng riêng không có liên hệ gì với
chuyển động của nó xung quanh hạt nhân nguyên tử. Momen động lượng nội tại này chỉ có thể
định hướng theo hai cách tương ứng với hai giá trị m
s
= ± ½
2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
Trang: 5
có16 đơn vị orbitan
có 4 đơn vị orbitan
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:

- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ yếu vào n mà
còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của
các orbitan trong cùng một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công
thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng)
Thứ tự năng lượng đó là:
1s
2
<2s
2
<2p
6
<3s
2
<3p
6
<4s
2
<3d
10
<4p
6
<5s
2
<4d
10
<5p
6
<6s
2
<4f


Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd (cấu hình phân lớp nửa bão hòa)
VD: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
Cấu hình thực tế: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s

- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số
lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng
với trị số lượng tử chính n.
VD: Li (Z=3): 1s
2
2s
1
Chu kỳ 2
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một
khí hiếm.
Chu kỳ 1: đặc biệt chỉ gồm 2 nguyên tố Hidro và Heli, do tính chất độc đáo của chu kỳ này
nên nguyên tử Hidro vừa đóng vai trò là nguyên tử mở đầu chu kỳ là một kim loại, cả tính chất
nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim.
Chu kỳ 2 và 3: tính chất nguyên tố biến đổi đều đặn và liên tục.
Chu kỳ lớn: Tính kim loại và phi kim của các nguyên tố biến đổi chậm hơn chu kỳ nhỏ
2.2.2 2. Nhóm:
Trong hệ thống tuần hoàn, các nguyên tố có tính chất tương tự nhau tập hợp thành cột dọc,
mỗi cột dọc gọi là một nhóm.
Các nguyên tố thuộc các cột 1, 2 và các cột từ 13 đến 18 tạo thành 8 nhóm đánh số từ IA đến
VIIIA (các nhóm chính).
Mười cột còn lại tạo thành 8 nhóm B (nhóm phụ), các nhóm này được đánh số thứ tự từ IIIB
đến VIIIB, sau đó là IB và IIB, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. Đối với 3 cột này, không chỉ các
nguyên tố thuộc cùng một cột mà các nguyên tố thuộc cùng một hàng ngang cũng có tính chất
tương tự nhau.
Tóm lại: Bảng chính của HTTH gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ). Ở
phía dưới ngoài bảng chính là 28 nguyên tố họ lantan và actini xếp thành 2 hàng.
2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử
2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử
Bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử
của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết đơn cộng hóa trị.

lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp
không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói trên gây ra.
Trang: 9
VD:
2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)
 Định nghĩa Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng
thái khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)
* Đối với những nguyên tử nhiều electron
X – 1e
-
→X
+
: I
1
Năng lượng ion hóa thứ nhất
X
+
-1e
-
→X
2+
: I
2
Năng lượng ion hóa thứ hai
X
2+
-1e
-
→X
3+

nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm.
VD: H(k) + e = H
-
+ 0,756eV
 Nhận xét
- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn.
- Các nguyên tố Halogen: ns
2
np
5
có ái lực electron lớn nhất.
- Các nguyên tố có cấu hình: s
2
p
6
hay p
3
có E nhỏ thậm chí âm.
2.5.4. Độ âm điện (
χ
)
 Định nghĩa
Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử
hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học.
VD: Phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía Clo.
Trang: 11
Số thứ tự nguyên tử
Năng
lượng
ion

+7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ
-4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII
2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim
 Định nghĩa
• Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron
để trở thành ion dương (cation).
Trang: 12
Độ
âm
điện
⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố đó
càng mạnh. VD: Li (1s
2
2s
1
) có tính kim loại mạnh hơn F (1s
2
2s
2
2p
5
)
• Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm
electron để trở thành ion âm (anion).
⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó
càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.
 Biến đổi
*Theo chu kỳ
Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng
dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng