Chương 2: Cấu tạo nguyên tử potx

là một qủa cầu bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn thể tích, điện tích dương được trung hòa bởi các electron có kích thước không đáng kể.. được tại sao các điện tích

CHƯƠNG 2

Chương 2

1.1 Mô hình Thomson 1.2 Mô hình Rutherfor 1.3 Mô hình Borh

1.4 Mô hình AO (Atomic Obitan)

1 Lịch sử thuyết cấu tạo nguyên tử

 Thuyết cấu nguyên tử của

Thompson 1903.

là một qủa cầu bao gồm các điện tích dương phân bố

đồng đều trong toàn thể tích, điện tích dương được trung hòa bởi các electron

có kích thước không đáng kể.

được tại sao các điện tích

âm và dương trong cùng thể tích nguyên tử lại

không hút nhau để trung hoà.

1.1 Mô hình Thomson

1911, Rutherford đã đưa ra

mẫu hành tinh nguyên tử đầu

tiên:

“Electron quay chung quanh

hạt nhân nguyên tử giống như

hành tinh quay xung quanh

mặt trời”.

Nhược điểm của mẫu nguyên tử

này là không giải thích được

tính bền của nguyên tử

1.2 Mô hình Rutherfor (1871-1937)

• Nguyên tử trung hòa điện nên số điện tử cótrong nguyên tử bằng với điện tích hạt nhân

• Mỗi nguyên tử gồm hạt nhân mang điện tíchdương có kích thước nhỏ (bán kính khoảng

10-15m) so với kích thước nguyên tử (bánkính khoảng 10-10m) Khối lượng nguyên tửtập trung chủ yếu ở hạt nhân Xung quanhhạt nhân là các điện tử chuyển động trên cácquỹ đạo khác nhau

1.2 Mô hình Rutherfor (1871-1937)

Cấu tạo nguyên tử Cacbon

1.3 Mô hình Borh - 1913

Ba định đề của Bohr

 Electron chỉ quay trên một số

quỹ đạo nhất định, ứng với một năng lượng xác định (quỹ đạo

dừng)

 Khi quay trên quỹ đạo dừng

electron không mất năng lượng.

 Nguyên tử phát ra hay hấp thụ năng lượng khi electron nhảy từ quỹ đạo dừng này sang quỹ đạo dừng khác.

Thành công của thuyết Bohr

 Giải thích một số đặc trưng của phổ H:

 Tính toán dãy Balmer và các dãy phổ khác

 Tính toán giá tri RH phù hợp với thực nghiệm

 Đưa ra một số biểu thức về bán kính nguyên tử

 Dự đoán mức năng lượng của nguyên tử H

 Có thể mở rộng với những nguyên tử giống H

 Nguyên tử 1 electron

 Ze 2 được thay cho e 2 trong phương trình

1.3 Mô hình Borh

- Nghiên cứu bằng các thiết bị quang phổ

hiện đại cho thấy rằng quang phổ của nguyên tử hyđro có số vạch nhiều hơn số vạch tiên đoán theo thuyết Bohr Máy quang phổ hiện đại cho thấy mổi vạch tách làm 2 vạch.

- Khi đặt nguyên tử trong điện trường hay từ

trường số vạch quang phổ còn tăng nhiều hơn nữa (hiệu ứng Ziman) Thuyết Borh không thể giải thích được các hiện tượng vừa nêu.

Nhược điểm của mẫu nguyên tử Bohr

1.3 Mô hình Borh

1.4 Mô hình AO

Tính chất sóng hạt của ánh sáng

 Tính chất hạt

• Hiện tượng quang điện

• Hiện tượng compton

 Tính chất sóng

• Hiện tượng giao thoa

• Hiện tượng nhiễu xạ

Giả thuyết De Broglie

Electron cũng như các vật chất vi mô đều

có bản chất sóng – hạt đối với chúng hệ thức sau đây phải thỏa mãn:

1924, Louis De Broglie đưa ra giả thuyết:

h





1.4 Mô hình AO

h x

Ví dụ đối với vi mô m= 10 -27 g, chuyển động với độ chính xác tốc độ v = 10 8 cm thì độ

bất định về vị trí nhỏ nhất x sẽ là:

Độ sai số xác định vị trí là quá lớn so với kích thước bản thân nguyên tử Tóm lại nếu xác định chính xác vị trí hạt vi mô thì không thể xác định chính xác tốc độ của nó và

0 8

8 28

27

6,110

.6,

110

.10.1,9.14,3.2

10.625,

6

chuyển động của các hạt vi mô trong trường thế năng U của hệ không thay đổi theo thời gian (hệ ở trạng thái dừng).

Schrodinger trong toạ độ vuông góc( toạ độ Descartes):

là toán tử Laplace

U m

 là hàm sóng mô tả trạng thái hạt trong toạ độ x,y,z Hạt có khối lượng m hàm

sóng có thể là hàm thực hay hàm phức Giá trị  (x,y,z)  2 dxdydz cho biết xác

suất tìm thấy hạt trong nguyên tố thể

tích dv = dxdydz.

Xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ

không gian bằng 1 nên:

Giải phương trình Schrodinger để tìm ra hàm ψ

và năng lượng E  xác định trạng thái của hạt vi mô.

• Mỗi  ứng với một ORBITAL — vùng không gian tìm thấy electron.

2.2.2 Nguyên tử 1 điện tử

a Số lượng tử chính (n)

2 2

2

4 2

n

16

,

13h

2n 2

1 2 3 4

Số điện tử cực đại Công thức chung

2 1

Chu kỳ

……

N M

L K

Lớp

……

4 3

2 1

n

Sơ đồ đám mây điện

tử của điện tử 2s

1.4 Mô hình AO

Đám mây s

1.4 Mô hình AO

Đám mây 2p

Hình dạng đám mây điện tử 2px

Hình dạng đám mây điện tử 2py

Hình dạng đám mây điện tử 2pz

1.4 Mô hình AO

Đám mây 2p

1.4 Mô hình AO

Đám mây 3d

1.4 Mô hình AO

Đám mây 3d

1.4 Mô hình AO

1.4 Mô hình AO

Mô hình các OBITAN

Mô hình các OBITAN

Với một giá trị n ta có: n2 số lượng các orbital tương ứng

Các điện tử có cùng một giá trị l thì tạo thành một phân lớp

Số lượng tử từ m l đặc trưng cho sự định hướng các orbital ngtửtrong từ trường và quyết định số orbital cĩ trong một phân lớp.

ml nhận các giá trị từ –l  + l kể cả giá trị 0 (2 l +1 gi trị)

2.2.2 Nguyên tử 1 điện tử

l = 0: ml có 1 giá trị ml = 0 tức là 1 orbitan s

l = 1: ml có 3 giá trị là ml = -1,0,+1 tức là 3 orbitan p: px, py

Tóm tắt

2 6

0 -1, 0, +1

4s 4p

0

1

4

2 6 10 +1/2 , -1/2

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2

3s 3p 3d

+1/2 , -1/2

0 -1, 0, +1

2s 2p

0

1

2

2 +1/2 , -1/2

0 1s

0

1

e tối đa

Số orbital ng/tử

ms

mlOrbital

l

n

2.2.3 Nguyên tử nhiều điện tử

Hiệu ứng chắn và xâm nhập

giữa hạt nhân mang điện tích dương và điện tử mang điện tích âm.

tử chịu tác dụng đồng thời của hạt nhân nguyên tử và của các điện

tử còn lại.

1.4 Mô hình AO

với điện tử Điện tích giảm đi do có tác dụng đẩy gọi là hiệu ứng chắn.

bên trong gần hạt nhân Hiện tượng này gọi là hiệu ứng xâm nhập.

Quy taéc 1 (Klechkovski)

Qui tắc sắp xếp các điện tử trong nguyên tử

Năng lượng các điện tử phụ thuộc vào tổng giá trị của (n + l) Giá trị (n + l) càng lớn thì năng lượng điện tử càng cao.

Thứ tự sắp xếp các mức năng lượng

Chu kyø 1 1s Chu kyø 2 2s 2p Chu kyø 3 3s 3p 3d

Quy taéc 2 (nguyên lý ngoại trừ của Pauli)

Trong nguyên tử không thể có hai điện tử có bốn số lượng tử n, l,

1 3 5

0 -1, 0 ,+1 -2,-1, 0 ,+1,+2

0 1 2 3

2s22p 6

2 6

1 3

0 -1, 0 , +1

0 1 2

1s 2

2 1

0 0

Quy taéc 3: quy tắc HUND

Trong một phân lớp điện tử thì các điện tử được sắp xếp trêncác orbital thế nào cho số các điện tử độc thân lớn nhất

1.4 Mô hình AO