Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

CHƯƠNG 2. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
2.1. Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử là một hệ trung hòa điện gồm hai thành phần: hạt nhân ở giữa và các
electron quay xung quanh.
Bảng 2.1. Các loại hạt cơ bản
Các loại hạt Ký hiệu Điện tích (Coulon) Khối lượng (kg)
Electron
e
0
1−
–1,6021892.10
-19
9,109534.10
-31
Proton
p
1
1
+1,6021892.10
-19
1,6726485.10
-27
Neutron
n
1
0
0 1,6749543.10
-27

Số khối (A) bằng tổng số proton và neutron có giá trị xấp xỉ khối lượng nguyên
tử. Điện tích dương của hạt nhân (Z) đúng bằng số proton có trong hạt nhân. Với mỗi
nguyên tố, số lượng proton trong hạt nhân là cố định (bằng Z), song có thể khác nhau
số neutron: đó là các đồng vị.
Ví dụ: Hydro (H) có 3 đồng vị:
Z A P N Tên Hàm lượng
1 1 1 0 Proti 99,985%
1 2 1 1 Dơteri 0,015%
1 3 1 2 Triti Nhân tạo
Ví dụ: Clo có 2 đồng vị
Cl
35
17
(75,53%) và
Cl
37
17
(24,47%)
Cách viết ký hiệu nguyên tố X có số khối A, điện tích hạt nhân Z là:
X
A
Z
Do có các đồng vị, khái niệm nguyên tố được định nghĩa lại như sau: “Nguyên
tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân”.
2.1.1.2. Tính bền của hạt nhân
a. Lực giữa các nucleon
Thể tích của hạt nhân nguyên tử rất nhỏ so với thể tích của cả nguyên tử, tuy
nhiên hạt nhân lại chiếm hầu hết khối lượng của nguyên tử vì ở đây có các hạch tử
(proton và neutron). Các proton cùng mang điện tích dương và ở rất gần nhau, do đó
lực đẩy giữa chúng là rất mạnh. Tuy nhiên ngoài lực đẩy ra, giữa các hạt proton với

9
F
có khối lượng: 18,9984 đvklnt.
9 proton và 10 neutron có khối lượng tổng cộng: 9 × 1,007825 + 10 × 1,008665
= 19,15708 đvklnt.
Độ hụt khối lượng: ∆m = 18,9984 - 19,15708 = -0,1587 đvklnt.
Theo định luật Einstein, năng lượng thoát ra khi có một hạt nhân nguyên tử flo
tạo thành là: ∆E = ∆m(c)
2
Với c = 3,00×10
8
m/s, 1kg = 6,022×10
26
đvklnt.
8 2
11
26
0,1587 (3,00 10 )
2,37 10
6,022 10
E J
−
− × ×
∆ = = − ×
×
Nếu tính cho 1 mol hạt nhân nguyên tử flo:
-2,37×10
-11
×6,022×10
23

Randon lại phóng xạ biến đổi thành nguyên tố khác để cuối cùng đến chì Pb,
nguyên tố không phóng xạ thì ngừng lại.
b. Những dạng phân hủy phóng xạ cơ bản
Có ba loại phân rã phóng xạ:
- Phân rã phóng xạ α;
- Phân rã phóng xạ β;
- Phân rã phóng xạ
γ
(chỉ khác về năng lượng).
 Sự phân hủy α (α: hạt nhân nguyên tử
)
4
2
He
Ví dụ:
RaHeTh
228
88
4
2
232
90
+→
HePoRn
4
2
220
84
220
186

+
(β
+
: positron
+
+
e
0
1
)
Ví dụ:
55 0 + 55
27 +1 26
Co e + Fe→
64 0 + 64
29 +1 28
Cu e + Ni→
Hạt nhân nguyên tố “con” Fe đồng khối với hạt nhân nguyên tố “mẹ” Co, vị trí
của nó chuyển một ô về phía trước.
Quá trình phân hủy phóng xạ β
+
có thể viết dưới dạng: (A, Z) → (A, Z - 1) + e
-
 Sự bắt electron: hạt nhân bắt electron từ lớp đầu (lớp K, n = 1) gần hạt nhân.
Ví dụ:
40 0 - 40
19 -1 18
K + e Ar + h
υ
→

HeHeHLi
4
2
4
2
1
1
7
3
+→+
Các phản ứng hạt nhân ở trên có thể viết dưới dạng tóm tắt:
N
14
7
(α,p)
O
17
8
,
Li
7
3
(p,α)
He
4
2
Những năm tiếp theo hàng loạt các phản ứng hạt nhân được thực hiện, chẳng
hạn:
19
4

41
19
K
(d,p)
42
19
K
,
59
27
Co
(n,
γ
)
60
27
Co
.
Phản ứng hạt nhân tỏa ra một năng lượng vô cùng lớn. Ngày nay đã xác nhận
rằng, nguồn gốc chính của năng lượng sản sinh ra trên các vì sao là của các phản ứng
hạt nhân.
* Đồng vị phóng xạ nhân tạo
Năm 1919, nhà khoa học Anh Ernerst Rutherford đã sử dụng chùm tia α do
radi phát ra để bắn phá hạt nhân nitơ, ông phát hiện thấy rằng, hạt nhân nitơ đã chuyển
hóa thành một đồng vị oxy và tách ra một proton:
HOHeN
1
1
17
8

β

30
14
Si
Một thời gian sau ông bà đã tổng hợp được đồng vị phóng xạ nhân tạo
N
13
7
và
Si
27
14
bằng các phản ứng hạt nhân:
10
5
B
(α,n)
13
7
N →
13 +
6
C +β
24
12
Mg
(α,n)
27
14

3
1
ở
nhiệt độ rất cao, chúng kết hợp cho hạt nhân heli kèm theo một năng lượng khổng lồ.
→
0
t >>>1 3 4
1 1 2
H + H He + naênglöôïng = 19,7eV
Có thể dùng deuteri và liti làm nguyên liệu tổng hợp hạt nhân:
1
0
2→ +
2 7 4
1 3 2
H + ( He) + naênglöôïng = 20,3eVLi n
Các phản ứng trên đây xảy ra trong bom kinh khí (bom H).
2.2. Lớp vỏ electron
2.2.1. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Bohr, Soonmerfeld
Bohr đã trình bày các luận điểm cơ bản về mẫu nguyên tử của mình dưới dạng
ba định đề, nội dung như sau:
• Trong nguyên tử, electron quay xung quanh hạt nhân không phải theo những
quỹ đạo bất kỳ mà chỉ chuyển động trên các quỹ đạo tròn xác định. Các quỹ đạo này
(đồng tâm và có bán kính xác định) gọi là các quỹ đạo dừng hay quỹ đạo lượng tử tuân
theo điều kiện lượng tử:
e n n
h
M=m . .r =n
2
ν

- Bán kính quỹ đạo của electron;
- Năng lượng toàn phần của e, giải thích các dãy quang phổ của H.
Thuyết Bohr được xem là xuất phát điểm cho thuyết cơ học lượng tử hiện đại
về cấu tạo nguyên tử. Song không thể coi tất cả những thành công rực rỡ của thuyết
-11-
hvEEEE
=−=∆=Σ
12
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Bohr là hoàn hảo. Nó có mâu thuẩn nội tại mà bản thân Bohr đã nhận thức rất rõ: các
định đề của thuyết Borh mâu thuẩn với các định luật của cơ học và điện động lực học,
nhưng các định luật này lại được dùng trong thuyết Bohr để tính lực tác dụng lên
electron trong nguyên tử. Còn nhiều vấn đề chưa rõ ràng liên quan đến các định đề của
Bohr, ví dụ, trong quá trình chuyển từ quỹ đạo này lên quỹ đạo khác thì electron ở
đâu? Từ thuyết tương đối ta thấy rằng không một quá trình lý học nào có thể có tốc độ
vượt quá tốc độ ánh sáng (2,998.10
8
m/s). Do đó việc chuyển electron đến quỹ đạo mới
cách quỹ đạo đầu một khoảng cách nào đó không được hoàn thành ngay lập tức, mà
kéo dài một thời gian. Trong thời gian này, electron phải ở đâu đó giữa quỹ đạo đầu và
quỹ đạo cuối. Chính các trạng thái trung gian như thế lại bị thuyết Bohr “ngăn cấm”,
vì khả năng cư trú của các electron chỉ được giả thuyết ở các quỹ đạo dừng.
2.2.2. Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại
Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại dựa trên bản chất sóng và hạt của các vi thể
giống như bản chất của ánh sáng. Khoa học nghiên cứu sự chuyển động của các vi thể
gọi là cơ học lượng tử. Cơ học lượng tử là một lý thuyết hoàn chỉnh dựa trên cơ sở của
một hệ thống khái niệm nhất quán, hiện đại. Cho đến nay, tất cả các kết quả tính toán
bằng cơ học lượng tử đều phù hợp với thực nghiệm.
Đặt nền móng cho ngành cơ học này là các nhà vật lý: De Broglie người Pháp,

vi mô khác đều có bản chất sóng và hạt, tức cũng thỏa mãn hệ thức sau:
λ
h
=
m.v
(2.6)
Từ (2.6) chúng ta có thể phát biểu tổng quát: hạt vi mô có khối lượng m khi
chuyển động với tốc độ v sẽ tạo nên sóng truyền đi với bước sóng
λ
.
Giả thuyết De Broglie đã được thực nghiệm chứng minh bằng sự nhiễu xạ, sự
giao thoa của dòng electron, dòng neutron, dòng proton … và đã được ứng dụng để
nghiên cứu cấu tạo chất.
-12-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Phù hợp với giả thuyết này, độ dài sóng của electron có khối lượng m
e
= 9,1.10
-
31
kg, chuyển động với vận tốc 2,2.10
6
m/s là:
Với vật thể lớn như quả cầu có khối lượng 1 kg, chuyển động với vận tốc 10
3
m/s thì độ dài sóng của chuyển động rất nhỏ, không đáng kể:
Nhận xét: Độ dài sóng của chuyển động electron tương đối đáng kể so với kích
thước nguyên tử. Nhưng độ dài sóng chuyển động của vật thể vĩ mô rất nhỏ so với
kích thước của nó, nên chuyển động của các vật thể vĩ mô tuân theo cơ học cổ điển của

v
x
,
∆
p
x
- những sai số về tọa độ, vận tốc, động lượng theo phương x.
Thật vậy nếu vận tốc của electron xác định chính xác đến 1 m/s thì sai số tọa độ ∆x:
3
31
34
10.2,0
/14,3.10.1,9
10.625,6
2
−
−
−
==
∆
=∆
smkg
Js
vm
h
x
x
π
∆x rất lớn so với bán kính nguyên tử.
Như thế electron rơi ra ngoài điện trường hạt nhân của nguyên tử. Điều đó

m
smkg
sJ
mv
h
10
631
34
10.3,3
/10.2,2.10.1,9
.10.625,6
−
−
−
===
λ
m
smkg
sJ
mv
h
37
3
34
10.625,6
/10.1
.10.625,6
−
−
===

biên độ của một quá trình sóng bất kỳ;. Nhưng giá trị ψ
2
luôn dương, nó đặc trưng cho
xác suất có mặt của electron ở một điểm đã cho trong không gian nguyên tử. Điều này
có nghĩa là khi giá trị ψ
2
càng lớn trong vùng không gian nào đó thì ở đấy electron sẽ
càng xuất hiện thường xuyên hơn.
Để mô tả vị trí và năng lượng của electron trong nguyên tử, nhà vật lý học
người Ao Schrodinger đã lấy phương trình sóng của bức xạ electron gắn cho chuyển
động electron kết hợp các yếu tố năng lượng và toạ độ lập ra phương trình
Schrodinger:
0)(
8
2
2
2
2
2
2
2
2
=Ψ−+
Ψ
+
Ψ
+
Ψ
UE
h

trạng thái riêng biệt. Trạng thái của electron trong nguyên tử được đặc trưng bởi các
giá trị năng lượng, kích thước, hình dạng và sự định hướng trong không gian của đám
mây electron và được gọi là orbital nguyên tử.
“Một hàm sóng
ψ
tương ứng với một bộ ba số lượng tử
, ,
( )
l
n l m
ψ
miêu tả trạng
thái một electron như thế gọi là một orbital nguyên tư (ký hiệu A.O: atomic obital)”.
Dưới đây chúng ta xem xét ý nghĩa và các giá trị định lượng của 3 số lượng tử
này.
a. Số lượng tử chính (n)
Năng lượng của electron trong nguyên tử bị lượng tử hóa và được quy định chủ
yếu bởi giá trị của số lượng tử chính (ký hiệu bằng chữ n). Số lượng tử chính có thể
nhận những giá trị nguyên dương 1, 2, 3, 4, Số lượng tử chính quyết định năng
lượng và kích thước của nguyên tử. Các electron có cùng giá trị n trong một nguyên tử
họp thành một lớp lượng tử.
• Năng lượng: electron ở trạng thái n = 1 có năng lượng nhỏ nhất. Khi n tăng,
năng lượng của electron tăng.
• Kích thước: số lượng tử chính quyết định kích thước của đám mây electron. Ở
trạng thái n = 1, đám mây electron có kích thước nhỏ nhất. Giá trị n tăng, kích thước
của đám mây electron tăng.
Người ta ký hiệu các mức lượng tử của elctron theo các giá trị của n như sau:
Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7 …
Ký hiệu các lớp lượng tử K L N M O P Q …
b. Số lượng tử orbital hay số lượng tử phụ (l)

lượng tử.
Các phân lớp lượng tử được ký hiệu bằng các chữ cái thường như sau:
Số lượng tử orbital l 0 1 2 3 4 5 …
Ký hiệu của phân lớp lượng tử s p d f g h …
Các orbital s có dạng khối cầu. Các orbital p có dạng hai khối cầu tiếp xúc
nhau. Các obital d nói chung có dạng 4 khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau. Các orbital f
có dạng phức tạp gồm một số khối cầu có kích thước khác nhau tiếp xúc với nhau.
Hình 2.2. Sự định hướng của các orbital s, p, d trong nguyên tử
Các phân lớp lượng tử trong nguyên tử được ký hiệu bằng sự tổ hợp giá trị của
số lượng tử n và ký hiệu của số lượng tử l.
Ví dụ: 1s (n = 1, l = 0) ; 2p (n = 2, l = 1) ; 3d (n = 3, l = 2).
c. Số lượng tử từ (m
l
)
Người ta đã tìm thấy rằng một phân lớp lượng tử có thể có nhiều orbital.
Các orbital trong cùng một phân lớp lượng tử có năng lượng và hình dáng giống
nhau nhưng có sự định hướng khác nhau trong không gian. Số lượng tử từ (ký hiệu m
l
)
đặc trưng cho sự khác nhau này.
Số lượng tử từ nhận các giá trị nguyên dương, nguyên âm, số không (0) và bị
ràng buộc bởi số lượng tử orbital theo theo đẳng thức dưới đây:
m
l
= 0, ±1, ±2, ±3, …, ±l (2.10)
Đẳng thức (2.10) cho thấy tuỳ thuộc vào giá trị l, các phân lớp lượng tử có số
orbital khác nhau. Số orbital trong một phân lớp lượng tử bằng 2l + 1.
Như vậy trạng thái (phân lớp) s có một orbital, trạng thái p có 3 orbital là p
x
, p

:
s
M
1
2 2
S
h
M
π
=
(2.11)
Hình chiếu của momen động lượng spin
s
M
theo phương z có hai giá trị:
1 1
2 2 2 2
h h
vaø
π π
− +
Như vậy số lượng tử spin chỉ nhận hai giá trị : +½ và - ½.
Các số lượng tử n, l, m
l
, m
s
đặc trưng hoàn toàn cho trạng thái chuyển động của
electron. Trong đó sự chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử đặc trưng bởi hàm
ψ
l

3d
yz
3d
z2
3d
xz
3d
x2-y2
Vậy một bộ ba số lượng tử xác định một vân đạo nguyên tử:
Ví dụ: ψ
1,0,0
≡ ψ
1s
, ψ
2,0,0
≡ ψ
2s.
2.2.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron của
nguyên tử các nguyên tố
Nguyên tử của nguyên tố có thể tồn tại ở nhiều trạng thái khác nhau. Có bao
nhiêu trạng thái thì có bấy nhiêu cấu hình electron nhưng nói chung ta thường quan
tâm tới cấu hình electron của nguyên tử ở trạng thái cơ bản là trạng thái bền vững nhất.
Các electron ở trạng thái bền vững trong nguyên tử nằm ở những trạng thái lượng tử
theo một quy luật xác định. Quy luật này được thể hiện trong bốn quy tắc sau:
• Nguyên lý vững bền và quy tắc Kleshkowski.
• Nguyên lý Pauli.
• Quy tắc Hund.
a. Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ choáng những mức
năng lượng thấp trước (tức là trạng thái bền vững trước) rồi mới đến trạng thái năng

theo phần 2 của quy tắc Kleshkowski electron sẽ được sắp vào orbital 3p trước.
Quy tắc Kleshkowski cho phép xác định dãy phân lớp lượng tử theo thứ tự
năng lượng tăng dần như sau:
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
14
< 5d


3s
2
3p
3
(dạng chữ)
- Orbital: (dạng ô lượng tử)
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
(m
s
cực đại = +3/2)
Lớp K (n=1) Lớp L (n=2) Lớp M (n=3)
b. Nguyên lý Ngoại trừ Pauli
“Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng bốn số lượng tử như
nhau”.
Thực chất nguyên lý khẳng định rằng không thể có hai electron có mặt cùng
một lúc tại một điểm nào đó trong nguyên tử.
Ví dụ: He (Z = 2) 2 electron của He phải khác nhau số lượng tử spin (m
s
):
n =1, l = 0, m

1
0
)12( 975312)12(2
nl
l
n
nlS
( )
( )
[ ]
2
1
2
2
121
2
2
2 n
nn
aan
S
n
n
=
−+
=
+
=
Như vậy số electron tối đa có trong mỗi lớp là:
 Lớp K (n = 1) chưá tối đa 2 electron.

1s
2
2s
2
2p
4
Những cách viết khác với trên đều trái với quy tắc Hund. Ví dụ cách viết cấu
hình electron của nguyên tử Nitơ ở trạng thái cơ bản như sau là trái với quy tắc Hund:
hoặc
• Chú ý : Để tiện cho việc sữa các bài tập về cách xác định bốn số lượng tử, ta
quy ước về thứ tự điền electron vào nguyên tử:
 Điện tử có m
s
= + ½ (
↑
) vào trước rồi mới đến –½
( )
↓
;
 Điện tử có m
l
= -l vào trước rồi mới đến m
l
= +l.
Ví dụ: Xét sự sắp xếp electron trên phân lớp lượng tử 2p
- Cách 1: có tổng spin bằng 0 (sai).
-19-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

- Cách 2: có tổng spin = ½ + ½ = 1 cực đại, ứng với trạng thái bền

6
3d
4
4s
2
.
- Tuy nhiên thực tế các dữ kiện quang phổ cho biết Crom có cấu hình 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1
(khi này cả phân lớp 3d và 4s đều đạt cấu hình bán bão hòa).
2.2.4. Cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố
2.2.4.1. Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ
Để viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ cần biết:
• Số electron trong nguyên tử (bằng số thứ tự Z của nguyên tố trong bảng tuần
hoàn);
• Thứ tự điền electron vào các orbital (nguyên lý vững bền);
• Số electron tối đa ở mỗi phân lớp s =2, p =6, d =10 và f =14 (nguyên lý ngoại
trừ Pauli).
Ví dụ 1: Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố X (Z=34).

3
4s
2
. Xác định vị trí của Y trong
bảng tuần hoàn.
Y : 1s
2
2s
2
2p
63s
2
3p
6
4s
2
3d
3
Lớp electron: K L M N M
Tổng số electron (tổng số mũ) là 23. Vậy nguyên tố Y ở ô thứ 23 trong bảng
tuần hoàn.
2.2.4.2. Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng ô lượng tử (orbital)
Để viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng ô lượng tử trước hết phải viết
được cấu hình electron của nó dưới dạng chữ, sau đó mới viết dưới dạng ô lượng tử
và chú ý rằng đối với phân lớp chưa đủ số electron tối đa thì các electron phân bố vào
các orbital (ô lượng tử) tuân theo quy tắc Hund.
Ví dụ: Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng ô lượng tử của hai nguyên tố X (Z =

3
4s
2

2.3. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
2.3.1. Định luật tuần hoàn
-20-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Vào thập kỷ 60 của thế kỷ XIX, nhà bác học Nga Đimitri Ivanovich Mendeleev
(1834 - 1907) đã phát hiện thấy nguyên tử lượng của các nguyên tố hóa học là tính
chất cơ bản chi phối các tính chất của các nguyên tố hóa học. Xuất phát từ nguyên tử
lượng, ông đã lập cho mỗi nguyên tố một bảng, trên đó có ghi rõ nguyên tử lượng, ký
hiệu hóa học, hóa trị cao nhất của nguyên tố theo hydro, theo oxy, tính chất hóa học
của các đơn chất, công thức hợp chất. Sau đó, ông xếp các bảng theo chiều tăng dần
của nguyên tử lượng, ông đã tìm ra định luật tuần hoàn mang tên ông (1869) phát biểu
như sau: “Tính chất của các nguyên tố, các đơn chất, dạng và tính chất các hợp chất
của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng dần của nguyên tử lượng”.
Khi xây dựng hệ thống tuần hoàn, Mendeleev tuân theo nguyên tắc sắp xếp các
nguyên tố theo khối lượng nguyên tử tăng. Tuy nhiên, có 3 trường hợp nguyên tắc này
bị vi phạm. Chẳng hạn agon (khối lượng nguyên tử 39,984) trước kali (39,098), cobalt
(58,9322) trước niken (58,70), telu (127,6) trước ido (126,9045). Ở đây, Mendeleev đã
làm trái với trật tự được ông thừa nhận, khi xuất phát từ tính chất của các nguyên tố
này buộc phải có trình tự sắp xếp chúng như thế. Như vậy ông đã không gán cho khối
lượng nguyên tử một ý nghĩa đặc biệt nào khi xác lập vị trí của nguyên tố trong bảng
mà đã căn cứ vào toàn bộ tính chất của nó. Những sự nghiên cứu sau này đã chỉ rằng
sự xếp đặt các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn do Mendeleev tiến hành là hoàn
toàn đúng đắn và tương ứng với cấu tạo nguyên tử.
Trong thời gian tiến hành lập bảng tuần hoàn do ông phát minh, nhiều nguyên
tố còn chưa biết. Chẳng hạn nguyên tố chưa biết là Scandi. Về khối lượng nguyên tử

hoàn theo chiều tăng dần của trị số điện tích hạt nhân nguyên tử”.
Vậy trị số điện tích hạt nhân nguyên tử là đại lượng quyết định tính chất của
nguyên tố hoá học.
2.3.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố
Tùy thuộc vào từng lĩnh vực nghiên cứu mà bảng tuần hoàn được thiết kế theo
các kiểu khác nhau. Hiện nay bảng tuần hoàn kiểu ô bàn cờ dạng ngắn và dài được sử
dụng phổ biến nhất.
Khi biết trị số điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố ta dễ dàng biểu diễn
cấu hình electron của nguyên tử của nó ở trạng thái cơ bản. Trong các phản ứng hóa
học chỉ có lớp vỏ electron bị biến đổi, nên tính chất tuần hoàn liên quan đến cấu tạo
của lớp vỏ electron.
Trong các bảng tuần hoàn này các nguyên tố hóa học được xếp thành chu kỳ và
nhóm hoặc phân nhóm. Những nguyên tố trong cùng một chu kỳ và trong cùng một
nhóm có những đặc điểm chung được trình bày dưới đây.
2.3.2.1. Chu kỳ
“Chu kỳ là một dãy nguyên tố có cùng số lượng tử chính n xếp theo thứ tự tăng
dần điện tích hạt nhân, mở đầu là một kim loại điển hình, cuối là một phi kim, kết thúc
là một khí hiếm”.
Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ đều có số lớp electron
bằng nhau và bằng số thứ tự của chu kỳ chứa chúng. Ví dụ, các nguyên tử của các
nguyên tố ở chu kỳ một đều có một lớp electron là lớp K; các nguyên tử của các
nguyên tố ở chu kỳ hai đều có hai lớp electron là lớp K và lớp L.
Bảng hệ thống tuần hoàn có 7 chu kỳ. Từng đôi chu kỳ có số nguyên tố như
nhau được gọi là “cặp chu kỳ”.
Chu kỳ 1 - Chu kỳ rất ngắn - có hai nguyên tố đang xây dựng hoặc xây dựng
xong trên phân lớp lượng tử 1s.
Chu kỳ 2 - Chu kỳ ngắn - có 8 nguyên tố đang xây dựng hoặc vừa xây dựng
xong trên các phân lớp 2s và 2p. (Chứa các nguyên tố s và nguyên tố p).
Chu kỳ 3 - giống chu kỳ 2 với các phân lớp 3s và 3p. (Chứa các nguyên tố s và
nguyên tố p).

2.3.2.2. Nhóm
Một số khái niệm:
- Nguyên tố không chuyển tiếp (nguyên tố s, p) là loại nguyên tố mà sự điền
electron cuối cùng vào nguyên tử của chúng xảy ra ở phân lớp lượng tử ns hoặc np.
- Nguyên tố chuyển tiếp (nguyên tố d, f) là loại nguyên tố mà sự điền electron
cuối cùng vào nguyên tử của chúng xảy ra ở phân lớp lượng tử (n-1)d hoặc (n-2)f.
- Electron hóa trị là các electron có thể tham gia tạo liên kết giữa các nguyên tử
trong các phản ứng hóa học. Các electron hóa trị nằm trên các phân lớp lượng tử ns,
np. Chúng cũng nằm trên các phân lớp lượng tử (n-1)d hoặc (n-2)f chưa lấp đầy.
Bảng hệ thống tuần hoàn có 16 phân nhóm. Tám phân nhóm chính (A) là phân
nhóm của nguyên tố không chuyển tiếp, tám phân nhóm phụ (B) là phân nhóm của các
-23-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

nguyên tố chuyển tiếp (theo sự phân loại của Việt Nam: Theo sự phân loại của các
nước phương tây và một số nước khác sự phân loại nhóm A và nhóm B có phần ngược
với chúng ta. Ngoài ra theo sự phân loại của IUPAC thì bảng tuần hoàn được chia
thành 18 nhóm: nhóm 1 và 2 chứa các nguyên tố s, nhóm 2, 3, 4, 11, 12 là các nhóm
của các nguyên tố d, nhóm 13, 14, 18 là các nhóm chứa nguyên tố p).
Nói chung các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm đều có cấu
hình electron tương tự nhau. Đây là yếu tố cơ bản nhất quyết định tính chất tương tự
của các nguyên tử, các đơn chất và các hợp chất trong cùng một nhóm. Dưới đây
chúng ta sẽ xem xét ký hiệu của nhóm.
a. Nhóm chính (nhóm A)
Nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có những đặc điểm cấu hình electron như
sau:
• Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử của các nguyên tố nhóm A đều xảy
ra ở ns hoặc ở np (n là lớp electron ngoài cùng).
Ví dụ: Nguyên tử của nguyên tố X (Z = 3): 1s
2

- IA: sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử kết thúc ở ns
1
, trừ hydro có cấu
hình electron nguyên tử 1s
1
thường được coi là nguyên tố đặc biệt không thuộc nhóm
nào vì tính chất của nó khác nhiều với các nguyên tố còn lại trong bảng hệ thống tuần
hoàn. Đôi khi ta thấy hydro được xếp vào nhóm IA vì hydro có khả năng tạo thành H
+
giống các nguyên tố nhóm IA hoặc xếp nhóm VIIA vì hydro cũng có khả năng tạo
thành ion H
-
giống các nguyên tố nhóm VIIA. Các nguyên tố nhóm IA có tên gọi là
kim loại kiềm.
- IIA: sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử kết thúc ở ns
2
. Riêng He có cấu
hình electron nguyên tử là 1s
2
. Hai electron của nguyên tử He đã bão hòa lớp K rất
bền, nên He rất trơ về phương diện hóa học và được xếp vào nhóm khí hiếm. Các
nguyên tố nhóm IIA có tên gọi là kim loại kiềm thổ.
- IIIA: phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np
1
(ns
2
… np
1
).
- IVA: phân lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là np

trên. Các nguyên tố nhóm này có tên gọi là các khí hiếm (còn gọi là khí trơ vì nó có
cấu hình electron đặc biệt bền vững, cấu hình bát tử ns
2
… np
6
, khó tham gia vào các
phản ứng hóa học).
b. Nhóm phụ (nhóm B)
Nguyên tử của các nguyên tố nhóm B có những đặc điểm electron như sau:
• Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử của các nguyên tố nhóm B xảy ra ở
(n-1)d
• Số electron ngoài cùng của hầu hết các nguyên tử nhóm B là hai (ns
2
), của một
số ít nguyên tử là (ns
1
) và của một trường hợp nguyên tử Paladi (Z = 46) không chứa
-24-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

electron ở lớp ngoài cùng (5s
0
), do đó việc ký hiệu các nguyên tử nhóm B có phức tạp
hơn.
Để nhận biết một nguyên tố thuộc nhóm B nào dựa vào cấu hình electron
nguyên tử phức tạp hơn các nguyên tố nhóm A. Chúng ta chia các nguyên tố nhóm B
làm các nhóm như sau:
• Các phân nhóm IIIB đến VIIB: có số thứ tự phân nhóm bằng tổng số electron
hóa trị trên các phân lớp lượng tử ns và (n-1)d.
Ví dụ:

).
- 14 nguyên tố 4f từ Ce đến Lu được xếp chung một ô với La, 15 nguyên tố này
gọi là các Lantanoit.
- 14 nguyên tố 5f từ Th đến Lr được xếp chung vào một ô với Ac, 15 nguyên tố
này gọi là các Actinoit.
• Phân nhóm VIIIB: gồm các nguyên tố có tổng các electron trên các phân lớp
lượng tử ns và (n-1)d bằng 8, 9 và 10, tức có cấu hình electron ngoài cùng là
ns
2
(n-1)d
6,7,8
, trừ ruteni (Ru, Z= 44: 4d
7
5s
1
, rodi (Rh, Z= 45: 4d
8
5s
1
), paladi
(Pd, Z= 46: 4d
10
5s
0
) và platin (Pt, Z= 78: 5d
9
6s
1
)
• Phân nhóm IB: tổng số electron trên các phân lớp lượng tử ns + (n-1)d bằng 11,

Đối với các hợp chất ion thì khoảng cách giữa các hạt nhân được xem là tổng
bán kính của hai ion âm và dương, do đó khi biết bán kính của một ion thì ta có thể
tính được bán kính của ion còn lại.
-25-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Ví dụ, tinh thể natri florua được tạo thành từ những ion Na
+
và F
-
. Khoảng cách
giữa hai hạt nhân của ion này bằng 2,13 Å. Mặt khác bằng phương pháp quang học
cũng như tính toán lý thuyết người ta xác định bán kính ion F
-
có giá trị 1,36 Å. Từ đó,
bán kính ion Na
+
sẽ là: r = 2,31 – 1,36 = 0,95 Å.
2.4.1.3. Sự biến đổi tuần hoàn tính bán kính (theo chu kỳ và theo nhóm)
Trong một chu kỳ, khi đi từ trái sang phải, bán kính nguyên tử của các nguyên
tố nhóm A giảm liên tục còn các nguyên tố nhóm B thì bán kính giảm chậm và không
đều. Đó là do theo chiều này, điện tích hiệu dụng của hạt nhân tăng lên, kết quả là hạt
nhân hút electron lớp ngoài cùng ngày một mạnh hơn dẫn đến bán kính nguyên tử
giảm dần; sự giảm chậm và không đều đặn của các nguyên tử nhóm B được gọi là sự
co d hay f (sự co rút lantanit hay actinit): số điện tích hạt nhân tăng thêm từng đơn vị,
electron tăng thêm được điền vào phân lớp d thuộc lớp thứ hai hoặc phân lớp f thuộc
lớp thứ ba tính từ ngoài vào, bán kính nguyên tử các nguyên tố này chỉ giảm chút ít.
Trong một nhóm, khi đi từ trên xuống sự tăng số lớp electron và hiệu ứng chắn
chiếm ưu thế so với sự tăng điện tích hạt nhân làm cho lực hút giữa các electron lớp
ngoài cùng với hạt nhân giảm xuống. Do vậy, theo chiều này, bán kính nguyên tử các

0,95 Å).
- Với các anion đẳng electron, bán kính ion tăng từ anion 1 điện tích âm (ví dụ
F
-
1,36 Å) qua anion 2 điện tích âm (O
2-
1,40 Å).
2.4.2. Năng lượng ion hóa
2.4.2.1. Định nghĩa
“Năng lượng ion hoá là năng lượng tối thiểu cần tiêu tốn để tách một electron
ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)
và chuyển nguyên tử thành ion mang điện tích dương. Năng lượng ion hóa thường
được biểu diển bằng electronvon”.
Năng lượng ion hóa thứ nhất I
1
của nguyên tố X:

0 + -
1
X + E (eV) = X + e
(2.9)
Có thể xác định được năng lượng ion hóa khi bắn phá các nguyên tử bằng
electron tăng tốc trong điện trường. Hiệu thế nhỏ nhất trong đó vận tốc electron đủ để
ion hóa các nguyên tử gọi là thế ion hóa nguyên tử của nguyên tố này. Thế ion hóa (I)
-26-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

được biểu diễn bằng vôn (V), có trị số bằng năng lượng ion hóa (E) biểu diễn bằng
electronvon.
Ví dụ:

Thế ion hóa đặc biệt tăng đáng kể khi tách electron có số lượng tử nhỏ hơn so
với electron trước. Ví dụ trong trường hợp Be (1s
2
2s
2
) hiệu số giữa I
1
và I
2
nhỏ hơn
nhiều so với giữa I
2
và I
3
. Điều này liên quan đến sự tiêu hao năng lượng nhiều hơn để
tách electron thứ ba ở gần hạt nhân với hai electron trước.
2.4.2.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến thế ion hóa
Năng lượng ion hóa của nguyên tử phụ thuộc vào điện tích hạt nhân, số lượng
tử chính n, tác dụng chắn hạt nhân của các electron bên trong và khả năng xâm nhập
vào vùng gần hạt nhân của các electron bên ngoài. Khi điện tích hạt nhân và khả năng
xâm nhập của các electron bên ngoài tăng thì năng lượng ion hóa tăng. Ngược lại, khi
số lượng tử chính và tác dụng chắn của các electron bên trong tăng thì năng lượng ion
hóa lại giảm.
2.4.2.3. Sự biến đổi tuần hoàn thế ion hóa (theo chu kỳ và theo nhóm)
Bảng 2.5. Năng lượng ion hóa (eV) của một số nguyên tố
 Nhận xét:
1) Từ trái qua phải nói chung I
1
tăng, tuy nhiên sự biến thiên là không đơn điệu.
Cấu hình 1s

* Hiệu ứng chắn:
- Trong nguyên tử có 1 electron thì electron này bị toàn bộ điện tích hạt nhân hút.
- Trong nguyên tử có nhiều electron, ngoài lực hút của hạt nhân đối với các
electron còn có lực đẩy giữa các electron có điện tích cùng dấu với nhau. Lực đẩy này
làm giảm lực hút của hạt nhân đối với các electron. Điều này có thể cho rằng, các
electron tạo nên một màn chắn giữa hạt nhân và electron đang xét làm cho chỉ một
phần điện tích hạt nhân có tác dụng thực sự với electron đó.
* Phương pháp tính hiệu ứng chắn – phương pháp Slater:
Số điện tích có tác dụng thực sự với electron được gọi là số điện tích hiệu dụng,
ký hiệu là Z
*
, với Z
*
= Z – b; trong đó b được gọi là hằng số chắn, biểu thị định lượng
mức độ chắn của các electron lên electron đang xét.
Khi nguyên tử bị mất electron tức là xảy ra hiện tượng ion hóa thì electron sẽ
chuyển từ các orbital nguyên tử ra xa vô cùng. Khi đó năng lượng ion hóa ứng với quá
trình mất electron được tính bằng công thức sau:
* 2 2
e
* 2 * 2
(Z ) (Z-b)
I=E -E =13,6 =13,6
(n ) (n )
∞
(2.10)
Trong đó: E
∞
là năng lượng của electron ở xa vô cùng và = 0
E

trong sẽ tham gia một số hạng là 1,00.
Ví dụ: Áp dụng quy tắc Slater để tính hằng số chắn đối với các orbital trong
nguyên tử Li và C.
Nguyên tử Li ở trạng thái cơ bản có cấu hình (1s)
2
(2s)
2
(2p)
2
; (Z = 6).
Đối với orbital 1s, ta có: b = 1.0,30 = 0,30 → Z
*
= 3 – 0,30 = 2,70
Đối với orbital 2s, ta có: b = 2.0,85 = 1,70 → Z
*
= 3 – 1,70 = 1,30
Nguyên tử C ở trạng thái cơ bản có cấu hình (1s)
2
(2s)
1
; (Z = 3).
Đối với orbital 1s, ta có: b = 1.0,30 = 0,30 → Z
*
= 6 – 0,30 = 5,70
-28-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Đối với orbital 2s hay 2p, ta có: b = 2.0,85 + 3.0,35 = 2,75 → Z
*
= 6 – 2,75 =

2
, s
2
p
6
, hay s
2
p
3
có E nhỏ, thậm chí
âm.
Bảng 2.6. Ái lực electron (eV) của các nguyên tử một số nguyên tố
s
1
s
2
s
2
p
1
s
2
p
2
s
2
p
3
s
2

aeO
= 657 kJ/mol (năng lượng cần rất lớn).
2.4.4. Độ âm điện, các phương pháp tính độ âm điện
Phản ứng hoá học thường do sự trao đổi electron. Hơn nữa, đây là cách duy
nhất để một nguyên tử trung hòa có thể tham gia phản ứng. Do đó cần nhanh chóng
biết xem nguyên tử này có xu hướng nhận (tính chất oxy hóa) hoặc cho (tính chất khử)
electron.
Li Be B C N O F Ne
0,58 -0,6 0,33 1,25 -0,10 1,47 3,45 -0,57
Na Mg Al Si P S Cl Ar
0,54 -0,30 0,52 1,39 0,78 2,07 3,61
-29-
Chương 2. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn

Định nghĩa: “Độ âm điện
χ
là một đại lượng tương đối đặc trưng cho khả
năng mà nguyên tử B hút về mình đôi electron liên kết nguyên tử B với nguyên tử A
khác”.
Có nhiều phương pháp được nêu ra để xác định độ âm điện của các nguyên tố:
thang Mulliken, thang Allred – Rochow, thang Pauling. Trong đó thang Pauling được
các nhà hóa học hay dùng nhất.
• L.Pauling biểu thị độ âm điện từ tính chất năng lượng của phân tử hai nguyên
tử. Mô hình của ông dựa trên năng lượng D
ij
, năng lượng phân ly một phân tử dị nhân
AB

(ký hiệu D
AB

(2.13)
trong đó I và A được tính bằng kJ/mol.
Dù tính theo thang bất kỳ nào, sự biến thiên độ âm điện của các nguyên tố
trong bảng Phân loại tuần hoàn cũng rất tương tự nhau: “Độ âm điện tăng khi đi từ trái
qua phải và từ dưới lên trên trong bảng tuần hoàn”.
Ví dụ: Flo là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất. Cesi có độ âm điện nhỏ nhất.
Tuy chỉ xác định bằng thực nghiệm, độ âm điện là khái niệm cơ bản của hóa
học, đặc biệt để nghiên cứu những hợp chất phân tử vì nó ảnh hưởng đến liên kết hóa
học và do đó tới cấu trúc tinh thể.
-30-