1.1. Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
a. Tìm hiểu sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Hình 4.1. Mô hình nguyên tử theo Rutherford – Bohr
Hình 4.2. Mô hình nguyên tử hiện đại
– Theo mô hình nguyên tử của Rutherford – Bohr, các electron chuyển động trên những quỹ đạo hình tròn hay bầu dục xác định xung quanh hạt nhân. Theo mô hình hiện đại, trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo một quỹ đạo xác định, tạo thành đám mây electron.
b. Tìm hiểu về orbital nguyên tử
– Các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân với xác suất tìm thấy không giống nhau, tạo thành đám mây electron. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy) electron khoảng 90% gọi là orbital nguyên tử.
Hình 4.3. Đám mây electron của nguyên tử hydrogen
– Dựa trên sự khác nhau về hình dạng và sự định hướng trong không gian của các orbital, người ta phân loại thành orbital s, orbital p, orbital d và orbital f.
Hình 4.4. Hình dạng của các orbital s và p
|
– Orbital nguyên tử (Atomic Orbital, viết tắt AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử mà tại đó xác suất tìm thấy electron là lớn nhất (khoảng 90%). – Một số AO thường gặp: S, P, d, f. – Các AO có hình dạng khác nhau: AO s có dạng hình cầu, AO p có dạng hình số tám nổi, AO d và f có hình dạng phức tạp. |
|---|
1.2. Lớp và phân lớp electron
a. Tìm hiểu về lớp electron
– Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp và phân lớp theo năng lượng từ thấp đến cao.
Hình 4.5. Minh hoạ các lớp electron ở vỏ nguyên tử
|
– Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp (kí hiệu K, L, M, N, O, P,Q) từ gần đến xa hạt nhân, theo thứ tự từ lớp n = 1 đến n=7 – Các electron trên cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. |
|---|
b. Tìm hiểu về phân lớp electron
Hình 4.6. Kí hiệu một số lớp và phân lớp electron trong nguyên tử
– Trong một phân lớp, các orbital có cùng mức năng lượng, chỉ khác nhau về sự định hướng trong không gian. Số lượng và hình dạng orbital phụ thuộc vào đặc điểm của mỗi phân lớp electron.
|
– Mỗi lớp electron phân chia thành các phần lớp, được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường: s, p, d, f. Các electron thuộc các phần lớp s, p, d và f được gọi tương ứng là các electron s, p, dvà f. – Các phân lớp s, p, d và f lần lượt có các số AO tương ứng 1, 3, 5 và 7. – Các electron trên cùng một phần lớp có năng lượng bằng nhau. Với 4 lớp đầu (1, 2, 3, 4) số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó. |
|---|
1.3. Cấu hình electron nguyên tử
a. Tìm hiểu về Nguyên lí vững bền
– Trong nguyên tử, các electron trên mỗi orbital có một mức năng lượng xác định. Người ta gọi mức năng lượng này là mức năng lượng orbital nguyên tử (mức năng lượng AO).
– Các electron trên các orbital khác nhau của cùng một phần lớn có năng lượng như nhau.
– Ví dụ: phân lớp 2p có 3 orbital 2px, 2py, 2pz; các electron của các orbital p trong phân lớp này tuy có sự định hướng trong không gian khác nhau nhưng chúng có cùng mức năng lượng AO.
Hình 4.7. Mối quan hệ về mức năng lượng của các orbital trong nhưng phân lớp khác nhau
| Nguyên lí vững bền: Ở trạng thái cơ bản, các electron trong nguyên tử chiếm lần lượt những orbital có mức năng lượng từ thấp đến cao: Is 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p… |
|---|
b. Tìm hiểu nguyên lí Pauli (Pau-li)
– Để biểu diễn orbital nguyên tử, người ta sử dụng các ô vuông, gọi là ô lượng tử (Hình 4.8). Mỗi ô lượng tử ứng với một AO. Mỗi AO chứa tối đa hai electron. Nếu trong AO chỉ chứa một electron thì electron đó gọi là electron độc thân (kí hiệu bởi một mũi tên hướng lên). Ngược lại, nếu AO chứa đủ hai electron thì các electron đó gọi là electron ghép đôi (kí hiệu bởi hai mũi tên ngược chiều nhau).
a) b)
Hình 4,8. (a) Chiếu chuyển động tự quay của electron quanh trục của nó;
(b) Cách biểu diễn hai electron trong một orbital
a) b)
Hình 4.9. (a) Electron ghép đôi và electron độc thân
(b) Sự sắp xếp electron trên các orbital của nguyên tử oxygen
| Nguyên lí Pauli: Mỗi orbital chỉ chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay ngược nhau. |
|---|
c. Xác định số A0 và số electron tối đa trong một phân lớp và trong mỗi lớp
– Dựa vào nguyên lí Pauli, ta dễ dàng xác định được số AO và số electron tối đa trong mỗi phân lớp và trong mỗi lớp theo Bảng 4.1.
Bảng 4.1. Số AO và số electron tối đa của các lớp n = 1 đến n = 4
| Số electron tối đa trong lớp n là 2n (n<4). |
|---|
d. Tìm hiểu quy tắc Hund (Hun)
– Các phân lớp: s2, p6, d10, f14 chứa đủ số electron tối đa gọi là phân lớp bão hoà.
– Các phân lớp: s1, p3, d5, 7 chứa một nửa số electron tối đa gọi là phần lớn nửa bão hoà.
– Các phân lớp chưa đủ số electron tối đa gọi là phân lớp chưa bão hoà.
Hình 4.10. Sự phân bố electron vào các AO trong phần lớp p
| Quy tắc Hund: Trong cùng một phần lớn chưa bão hoà, các electron sẽ phân bố vào các orbital sao cho số electron độc thân là tối đa. |
|---|
e. Tìm hiểu cách viết cấu hình electron nguyên tử
– Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trong vỏ nguyên tử trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. Quy ước cách biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp như sau:
– Cách viết cấu hình electron:
+ Bước 1: Xác định số electron của nguyên tử.
+ Bước 2: Các electron được phân bố theo thứ tự các AO có mức năng lượng tăng dần, theo các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử.
+ Bước 3: Viết cấu hình electron theo thứ tự các phần lớn trong một lớp và theo thứ tự của các lớp electron.
– Ví dụ: Ca (Z = 20) Thứ tự mức năng lượng orbital: 1s22s22p63s23p64s2
– Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p64s2 hoặc viết gọn là :[Ar]4s2
– [Ar] là kí hiệu cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố argon, là khí hiếm gần nhất đứng trước Ca.
– Cấu hình electron theo ô orbital: 
|
Cấu hình electron nguyên tử phải được viết theo thứ tự các lớp electron và phân lớp trong mỗi lớp. Trong đó: – Số thứ tự lớp electron được viết bằng các số tự nhiên (n= 1, 2, 3, …). – Phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường s, p, d, f. – Số electron của từng phần lớn được ghi bằng chỉ số ở phía trên, bên phải kí hiệu của phân lớp. |
|---|
f. Tìm hiểu đặc điểm cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử
– Dựa vào các nguyên lí và quy tắc nêu ở trên, ta có thể viết cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố. Khi tham gia các phản ứng hoá học, thông thường electron lớp ngoài cùng của các nguyên tử sẽ thay đổi, chúng có vai trò quyết định đến tính chất hoá học đặc trưng của nguyên tố (tỉnh kim loại, tính phi kim, …).
– Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng thường là các nguyên tử của nguyên tố kim loại; các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của các nguyên tố phi kim; các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim loại hoặc phi kim; các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng là nguyên tử của nguyên tố khí hiếm (trừ He có 2 electron ở lớp ngoài cùng).
| Dựa vào số lượng electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố, có thể dự đoán một nguyên tố là kim loại, phi kim hay khí hiếm. |
|---|