một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong hóa học phổ thông

Bohr đã xây dựng mô hình mẫu nguyên tử với nội dung sau: - Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo tròn xác định có bán kính xác định, Khi quay trên các quỹ đ

MỤC LỤC

PHẦN MỞ ĐẦU 3

PHẦN NỘI DUNG 4

CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN 4

1.1 Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử: 4

1.1.1 Thành phần nguyên tử: 4

1.1.2 Thuyết lượng tử Planck: 5

1.1.3 Bản chất sóng và hạt của ecletron: 5

1.2 Hàm sóng và phương trình sóng của electron: 8

1.2.1 Hàm sóng: 8

1.2.2 Phương trình sóng Schrodinger: 9

1.2.3 Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger: 10

1.2.4 Các số lượng tử và ý nghĩa: 11

1.3 Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử: 14

1.3.1 Khái niệm về obitan nguyên tử (AO): 14

1.3.2 Hình dạng các electron: 16

1.4 Nguyên tử nhiều electron: 17

1.4.1 Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử: 17

1.4.2 Giản đồ năng lượng của các electron Qui tắc Klechkowski: 18

1.4.3 Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron của nguyên tử: 19

1.4.4 Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater): 23

1.5 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị: 24

1.5.1 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử: 25

1.5.2 Đồng vị: 25

1.6 Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26

1.6.1 Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26 1.6.2 Cấu hình electron các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn: 28

1.6.3 Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố: 31

Câu hỏi và bài tập 37

CHƯƠNG 2: KIẾN THỨC CẤU TẠO NGUYÊN TỬ TRONG CHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG 39

2.1 Cấu tạo nguyên tử: 39

2.2 Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn: 40

Bài tập 41

KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ 46

1 Kết luận: 46

2 Kiến nghị: 46

Tài liệu tham khảo 47

PHẦN MỞ ĐẦU

Hóa lí là một trong những ngành của hóa học Hóa lí có kiến thức rất rộng, đi suốt trong hóa học phổ thông, và suốt chặng đường học hóa học Hiểu được hóa lí thì việc học các ngành khác của hóa học dễ hơn

Xu hướng giáo dục ngày nay là “dạy học lấy học sinh làm trung tâm” thì vai trò chủ động, tích cực, sáng tạo của học sinh được phát huy còn vai trò của giáo viên không hề

bị hạ thấp mà trái lại có yêu cầu cao hơn nhiều, giáo viên đóng vai trò tổ chức và điều khiển học sinh chiếm lĩnh tri thức, tự hoạt động tìm tòi để lĩnh hội kiến thức mới Do

đó đòi hỏi giáo viên phải có kiến thức vừa sâu, vừa rộng đặc biệt là cấu tạo nguyên tử

là một chương quan trọng trong hóa phổ thông Nếu học sinh nắm được cấu tạo nguyên

tử thì việc học hóa rất dễ Hiểu được cấu tạo nguyên tử là hiểu được tính chất cơ bản của các chất, giải thích một số công hóa học,…

Xuất phát từ vấn đề trên tôi chọn đề tài “một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong

hóa học phổ thông”

Điện tích (âm): qn = -1,602.10-19 C = -e0 hay 1-

Như vậy, electron mang điện tích âm, số electron trong nguyên tử bằng đúng số proton Trong nguyên tử electron quay xung quanh hạt nhân trên quỹ đạo electron tạo thành “đám mây” electron Các electron có điện tích và khi chúng chuyển động sẽ sinh

ra dòng điện Vì các electron trong nguyên tử xác định phương thức mà nó tương tác với các nguyên tử khác nên chúng đóng vai trò quan trọng trong hóa học

1.1.2 Thuyết lượng tử Planck:

Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lượng tử đầu tiên và cho rằng:

Ánh sáng hay bức xạ điện tử nói chung gồm những lượng tử năng lượng phát đi từ nguồn sáng

Hay: Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử

λ: bước sóng bức xạ c: tốc độ ánh sáng

Như vậy, bước sóng càng lớn thì tần số sóng càng giảm và ngược lại, E gọi là lượng tử năng lượng vì với mọi bức xạ dù phát ra hoặc hấp thụ đều bằng một số nguyên lần của E

1.1.3 Bản chất sóng và hạt của ecletron:

1.1.3.1 Mẫu nguyên tử Bo (Bohr):

Năm 1913, nhà vật lý lý thuyết người Đan Mạch Niels Bohr (1885-1962) đưa ra mô hình bán cổ điển về nguyên tử hay còn gọi là mô hình nguyên tử của Bohr Bohr đã xây dựng mô hình mẫu nguyên tử với nội dung sau:

- Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo tròn xác định

có bán kính xác định, Khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng electron được bảo toàn

Bán kính các quỹ đạo được xác định theo công thức:

n – là các số tự nhiên 1, 2, 3, n

Như vậy các quỹ đạo thứ nhất, thứ hai, thứ ba, lần lượt có bán kính như sau:

- Mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng electron Quỹ đạo gần nhân nhất ứng với mức năng lượng thấp nhất Quỹ đạo càng xa nhân ứng với mức năng lượng càng cao Mỗi electron có một năng lượng xác định được tính theo công thức:

- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xẩy ra sự hấp thụ hoặc giải phóng năng lượng Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo gần nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều ngược lại Năng lượng (hấp thụ hoặc giải phóng) bằng hiệu giữa 2 mức dưới dạng một bức xạ

có tần số ν

Như vậy, sự chuyển động của electron trong nguyên tử gắn liền với việc thu hoặc phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ nên electron cũng có tính chất sóng và hạt như bức xạ

Nhờ vào giả thuyết này người ta đã tính toán ra các tần số ánh sáng ở quang phổ vạch của H Các kết quả tính toán này phù hợp với các giá trị đo được từ thực nghiệm Quan niệm e tồn tại trong các trạng thái dừng của Bohr là bước đệm để chuyển tiếp

lí thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển sang lý thuyết mới đó là cơ học lượng tử và điện động lực học lượng tử

1.1.3.2 Hệ thức Dơ Brơi (De Broglie):

Năm 1924 De Broglie trên cơ sở thuyết sóng - hạt của ánh sáng, đã đề ra thuyết sóng - hạt của vật chất: Không chỉ có bức xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử như e, p cũng có bản chất sóng và hạt, được đặc trưng bằng bước sóng xác định

Giả thuyết này phù hợp với thực nghiệm và đã được hai nhà bác học người Mỹ (Davisson và Germer) kiểm chứng năm 1927 Hai ông đã tiến hành thí nghiệm cho hạt electron khuếch tán trên tinh thể mà trước đó đã tiến hành thí nghiệm đối với tia Rơngen (là sóng), thì kết qủa thu được cũng giống như kết qủa đối với tia Rơngen Ðiều đó chứng tỏ rằng chùm electron (hơn nữa là từng electron) cũng có tính chất sóng như tia Rơngen

Vậy cả sóng điện từ và hạt vi mô đều có tính chất sóng và tính chất hạt (gọi là lưỡng tính sóng- hạt)

1.1.3.3 Hệ thức bất định Hexenbéc (Heisenberg):

Từ tính chất sóng và hạt của các hạt vi mô, 1927 nhà vật lý học người Đức Heisenberg đã chứng minh nguyên lý bất định: Về nguyên tắc không thể xác định đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc (hay động lượng, hoặc xung lượng) của hạt,

do đó không thể xác định hoàn toàn chính xác các quỹ đạo chuyển động của hạt

Nếu gọi sai số của phép đo về tốc độ của hạt theo phương x là và sai số của phép

đo vị trí theo phương x là Δx thì ta có biểu thức của hệ thức bất định là:

Theo biểu thức này ta thấy Δvx và Δx biến thiên thuận nghịch với nhau Nếu Δx càng nhỏ (Δx → 0) nghĩa là càng xác định chính xác vị trí của hạt thì Δvx càng lớn (Δvx → 0), nghĩa là không thể xác định chính xác giá trị tốc độ của elctron

Ví dụ: Khi quan sát một hệ lượng tử (electron chẳng hạn), ta phải chiếu vào nó một bức xạ có bước sóng ngắn, tức có xung lượng lớn) Khi photon va chạm với electron thì ta xác định được vị trí của electron Tuy nhiên do xung lượng của photon lớn một cách đáng kể so với xung lượng của electron (vấn đề này không xảy ra đối với các hệ

vĩ mô trong vật lý cổ điển, tức là các hạt vi mô thông thường) nên xung lượng

Các hạt vi mô vừa có tính chất sóng lại vừa có tính chất hạt, đó là một thực tế khách quan Kĩ thuật đo hiện nay cũng không đo được chính xác đồng thời cả tọa độ và xung lượng của hạt Hệ thức bất định Heisenberg là biểu thức toán học của lưỡng tính sóng hạt của vật chất

1.2 Hàm sóng và phương trình sóng của electron:

ψ2dv là xác suất có mặt electron trong một phần tử thể tích dv = dxdydz tại tọa độ tương ứng trong nguyên tử

* Ý nghĩa vật lý của hàm sóng:

Ta không thể xác định chính xác electron có mặt ở tọa độ nào nhưng có thể biết xác suất tìm thấy electron nhiều nhất ở vùng mà phân lớn thời gian electron có mặt ở đó Trong cơ học lượng tử, trạng thái của một hệ được mô tả bởi hàm sóng hay hàm trạng thái ψ

Vì hàm sóng ψ(x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc phức nên nó không có ý nghĩa vật lý trực tiếp Chỉ có bình phương modun của hàm sóng là |ψ|2 (thực và luôn luôn dương) mới có ý nghĩa là mật độ xác xuất tìm thấy hạt tại toạ độ tương ứng

|ψ(x,y,z,t)|2 dτ cho biết xác suất tìm thấy tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích dτ

có tâm là M (x,y,z)

Hình ảnh của hàm mật độ xác suất trong không gian gọi là đám mây điện tử

* Hàm sóng phải thoả mãn các điều kiện sau:

- Hàm sóng phải đơn trị (tại mỗi điểm trong không gian ứng với tọa độ (x,y,z) chỉ

có một giá trị duy nhất để cho xác suất tìm thấy electron tại đó chỉ có một giá trị tương ứng)

- Hàm sóng phải hữu hạn và liên tục (nghĩa là không thể bằng ∝ ở bất kỳ tọa độ nào nhưng có thể bằng 0)

* Hàm sóng phải thoả mãn điều kiện:

Để xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ không gian    phải bằng 1, gọi là điều kiện chuẩn hoá của hàm sóng

1.2.2 Phương trình sóng Schrodinger:

Để tìm được hàm sóng mô tả chuyển động của hạt vi mô thì phải giải phương trình sóng gọi là phương trình Schodinger Đó là phương trình cơ bản của cơ học lượng tử được nhà vật lý người Áo Schrodinger đưa ra năm 1926

Đó là phương trình vi phân bậc 2 của hàm ψ có dạng như sau đối với hạt (hay hệ hạt) ở trạng thái dừng:

Trạng thái dừng là trạng thái mà năng lượng của hệ không phụ thuộc thời gian nghĩa

là E của hệ không đổi

Khi giải phương trình Schrodinger ta sẽ thu được các hàm sóng ψ mô tả các trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử và các giá trị năng lượng E ứng

với các hàm ψ đó

1.2.3 Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger:

Bài toán đơn giản nhất được các nhà khoa học thực hiện là bài toán của nguyên tử hydrô

Sau khi xây dựng hàm thế năng và đưa vào phương trình (*) người ta giải phương

trạng thái chuyển động của electron nguyên tử gọi là orbital nguyên tử

Khi giải phương trình này, người ta nhận được đồng thời các cặp nghiệm E và ψ, cùng các đại lượng vật lý xác định hàm ψ , đặc trưng cho trạng thái và vị trí chuyển động của electron trong nguyên tử đó là các số lượng tử n, l, ml

Ứng với một giá trị của E có một hàm sóng ψ , mỗi tổ hợp (E, ψ ) đặc trưng cho một trạng thái của electron

Trường hợp nhiều hàm ψ cùng ứng với một giá trị năng lượng E thì ta gọi là có sự suy biến năng lượng

Việc giải phương trình schrodinger chỉ thực hiện được với nguyên tử một electron, hoặc ion một electron như He+, Li2+ Với các nguyên tử nhiều electron phải dùng các phương pháp gần đúng Kết quả của các phương pháp này giải thích thỏa mãn các số liệu thực nghiệm

1.2.4 Các số lượng tử và ý nghĩa:

Khi giải phương trình Schrodinger người ta thấy xuất hiện các số lượng tử xác định hàm ψ , các hàm ψ phụ thuộc vào các số lượng tử này

1.2.4.1 Số lượng tử chính (n):

- Về trị số: nhận các giá trị nguyên dương: 1, 2, 3,

giá trị n càng lớn, lớp electron càng xa hạt nhân

- Về ý nghĩa: xác định năng lượng của electron:

Ta thấy:

- Với n càng lớn thì năng lượng E càng lớn, electron càng ở cách xa nhân

- Những electron có cùng giá trị n tức là cùng mức năng lượng tạo thành một lớp electron

- Ở đây năng lượng của electron là những giá trị gián đoạn phụ thuộc vào số lượng tử chính n

- Người ta dùng các chữ cái K, M, N … để ký hiệu các mức năng lượng ứng với các số lượng tử chính n = 1, 2, 3, 4 …

1.2.4.2 Số lượng tử phụ l (số lượng tử obitan, số lượng tử phương vị):

Mỗi lớp electron từ n = 2 trở đi lại chia ra nhiều phân lớp Mỗi phân lớp electron được đặc trưng bằng một giá trị của số lượng tử phụ l

- Về trị số: l nhận các giá trị nguyên từ 0 đến (n - 1) Ứng với một giá trị của n thì

Để phân biệt năng lượng của các phân lớp cùng tên nhưng khác lớp ta ghi thêm giá trị số lượng tử chính ở trước ký hiệu phân lớp: ví dụ: 1s, 2s, 2p, 3s

Ngoài ý nghĩa đặc trưng cho phân lớp electron, l còn có ý nghĩa:

- Trong một lớp, năng lượng của các electron tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf

- Số lượng tử l xác định giá trị momen động lượng obitan của electron Mỗi hình dạng đám mây electron tương ứng với một giá trị M

1.2.4.3 Số lượng tử từ m l :

Mô men động lượng obitan của electron là vectơ M, giá trị của nó được xác định bằng trị số của số lượng tử phụ l, còn chiều cho phép của véc tơ M (sự định hướng của đám mây electron trong không gian) được xác định bằng các giá trị của số lượng tử ml

- Về trị số: là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0

+ Với một giá trị của l, thì ml có (2l + 1) giá trị

Ví dụ: l = 0 (mây electron s); ml có một giá trị là 0

l = 1 (mây electron p); ml có 3 giá trị là -1, 0, 1

l = 2 (mây electron d); ml có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2

l = 3 (mây electron f); ml có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

+ Một giá trị của ml ứng với một obtan (AO)

- Về ý nghĩa: đặc trưng cho sự định hướng của orbital trong không gian chung quanh hạt nhân

Tóm lại, khi giải phương trình Schrodinger, người ta tìm thấy 3 số lượng tử đặc trưng cho trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử và tìm được hàm sóng

, , l

n l m

 gọi là orbital nguyên tử, ký hiệu AO Hàm này phụ thuộc vào 3 số lượng tử n, l,

ml Bộ ba số lượng tử n, l, ml xác định mức năng lượng (theo n); phân mức năng lượng (theo l) và hướng của obital trong không gian (theo ml)

Các số lượng tử này có quan hệ phụ thuộc nhau và chi phối lẫn nhau Từ n ta biết số giá trị của l, từ đó biết số giá trị của ml, suy ra số AO có trong phân lớp và có trong lớp

đó

1.2.4.4 Số lượng tử từ spin m s :

Ngoài 3 số lượng tử trên, khi nghiên cứu cấu trúc tinh tế của các phổ nguyên tử, người ta thấy cần phải bổ sung một số lượng tử nữa là số lượng tử từ spin ms để mô tả

sự tự quay của electron xung quanh trục của mình

- Về giá trị: chỉ nhận một trong 2 giá trị +1/2 hay -1/2 và không phụ thuộc gì vào các

số lượng tử trên

- Về ý nghĩa: đặc trưng cho độ dao động tự do của electron đặc trưng cho chuyển động nội tại của electron gắn với momen động lượng riêng của electron

Trong từ trường ngoài trạng thái ms = +1/2 có năng lượng thấp hơn

Quy ước: ms = +1/2 biểu thị bằng ↑ ứng với electron điền vào trước, ms = -1/2 biểu thị bằng ↓ ứng với electron điền vào sau trong ô lượng tử

1.3 Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử:

1.3.1 Khái niệm về obitan nguyên tử (AO):

nguyên tử (viết tắt là AO) và ký hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p, 3s, Trong đó các con số dùng chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, để chỉ phân lớp

Ví dụ :

2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s;

2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p;

3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d;

Như vậy, Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của electron trong nguyên tử

Nếu biễu diễn sự phụ thuộc của hàm Ψ2 theo khoảng cách r, ta được đường cong phân bố xác xuất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản

Ví dụ 1: Khi biểu biễn hàm số đơn giản nhất ( Ψ1(1s) mô tả trạng thái cơ bản electron trong nguyên tử H, ta có:

Mỗi AO được biểu thị bằng hàm ψ , được đặc trưng bởi 3 giá trị n, l, ml Mỗi AO thường được biểu diễn bằng một ô vuông và được gọi là ô lượng tử

Như vậy:

- Mỗi giá trị của ml ứng với 1AO

- Một giá trị của n có n giá trị của l từ l = 0 đến l = n - 1

- Một giá trị của l có (2l + 1) giá trị của ml và do đó có (2l + 1) AO khác nhau Vậy lớp thức n có n2 AO

hay ở lớp thứ 3 số AO nguyên tử là 32 = 9AO

Trên mỗi AO có thể chứa tối đa 2 electron có spin đối song vậy trên lớp

n có n2 AO và chứa tối đa 2n2 electron

1.3.2 Hình dạng các electron:

Hình dạng các AO phụ thuộc vào hàm ψ (n,l,ml) và ký hiệu theo số lượng tử l: s, p,

d, f,… Trong hệ toạ độ x, y, z các orbitan s, p, d mà hình ảnh của nó là các đám mây điện tử có dạng như sau:

1.3.2.1 AOs (xác định bởi l = 0; ml = 0): có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử, hàm ψ (s) luôn luôn dương về mọi phía của trục toạ độ

1.3.2.2 AOp (xác định bởi l = 1; ml = -1, 0, +1 (Px, Py, Pz): là những cặp hình cầu tiếp xúc với nhau ở điểm gốc tâm nằm trên các trục tọa độ

Các hàm ψp luôn luôn dương về phía dương của trục toạ độ và âm với các giá trị toạ

độ âm

1.3.2.3 AOd: (xác định bởi l = 2, m d l = -2, -1, 0, +1, +2)

Các AO d trừ dz2 đều được biểu thị bằng hình hoa thị 4 cánh

1.4 Nguyên tử nhiều electron:

1.4.1 Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử:

1.4.1.1 Lớp:

Lớp là tập hợp những electron có năng lượng gần bằng nhau

Trong nguyên tử các electron có cùng số lượng tử chính n tạo thành một lớp electron gọi là lớp n Lớp n được ký hiệu bằng các chữ cái K, L, M, N … ứng với các giá trị của n= 1, 2, 3, 4, …

1.4.1.2 Phân lớp:

Phân lớp là tập hợp những electron có năng lượng bằng nhau

Mỗi phân lớp gồm các electron có cùng số lượng tử l mà mỗi giá trị của n có n giá trị của l nên mỗi lớp có n phân lớp

1.4.1.3 Ô lượng tử hay obitan:

Các electron có 3 số lượng tử như nhau (n, l, ml) có trạng thái chuyển động obital giống nhau tạo thành một obitan nguyên tử (ký hiệu là AO) và được xếp vào một ô lượng tử - mỗi ô lượng tử được ký hiệu bằng một ô vuông nhỏ ()

Số ô lượng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho

Ví dụ: - Phân lớp s có l = 0, m = 0 có 1 ô lượng tử

- Phân lớp p có l = 1, m = +1, 0, -1 có 3 ô lượng tử

- Phân lớp d có l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2 có 5 ô lượng tử

1.4.2 Giản đồ năng lượng của các electron Qui tắc Klechkowski:

Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng (E) không chỉ phụ thuộc vào số lượng

tử n mà còn phụ thuộc vào độ lớn của momen động lượng nghĩa là còn phụ thuộc vào

số lượng tử l

Các trạng thái electron thường được kí hiệu vắn tắt bằng các số lượng tử n, l Một electron ở trạng thái nl cũng được gọi là electron nl Ví dụ, các electron ở trạng thái 2p cũng được gọi là electron 2p Giản đồ các mức năng lượng trong nguyên tử được xác định bằng quang phổ nghiệm và bằng tính toán lý thuyết

Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron tăng dần theo thứ tự sau:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s …

Để nhớ thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau:

Theo quy tắc này thì electron được điền vào các AO có giá trị (n + l) nhỏ trước; nếu

2 AO có cùng giá trị (n + l) thì electron sẽ điều vào các AO có giá trị n nhỏ hơn trước

Ví dụ: electron được điền vào AO 4s trước AO 3d

1.4.3 Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron của nguyên tử:

1.4.3.1 Nguyên lý vững bền:

Trong một nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các electron sẽ xếp vào các phân lớp có mức năng lượng thấp hơn trước sau đó mới xếp sang các phân lớp có mức năng lượng cao hơn

Năng lượng của các phân lớp được xác định qua việc giải phương trình Schrodinger Từ đó, Klechkowski đã sắp xếp các phân lớp theo thứ tự mức này lượng tăng dần

Dựa vào nguyên lý vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên

tố bằng cấu hình electron

Ví dụ:

He (Z = 2): 1s2

Li ( Z = 3): 1s22s1

Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5

1.4.3.2 Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ):

Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số

lượng tử n, l, ml và ms

Ví dụ 1, ở lớp K: n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ m = 0 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2

Vậy ở lớp K có nhiều nhất 2 electron:

+ electron thứ nhất có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = +1/2

+ ectron thứ hai có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = -1/2

Nếu giả thiết rằng ở lớp K có thêm một electron thứ 3 thì nó sẽ có giá trị bốn số lượng tử trùng với một trong hai electron đã có, như vậy mâu thuẫn với nguyên lý pauli

Dựa vào nguyên lý pauli có thể tính được số electron tối đa trên một obitan nguyên

tử, trong một phân lớp và trong một lớp electron, cụ thể:

- Mỗi AO có thể chứa tối đa hai electron có spin khác nhau

- Số electron tối đa có thể có ở các phân lớp: phụ thuộc vào số lượng tử obitan l và được xác định bằng công thức 2(2l + 1)

- Số electron nhiều nhất ở các lớp: phụ thuộc vào số lượng tử n và được xác định bằng công thức 2n2(đúng đối với n ≤ 4)

(Lớp thứ n có n2 AO nên trong mối lớp có tối đa 2n2 electron)

Ví dụ 2: Tính số electron nhiều nhất ở phân lớp np, ở đây n có giá trị bất kỳ, chẳng hạn n= 2, còn p ứng với l = 1 Từ đó ta có:

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = -1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2py có nhiều nhất

2 electron

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = 0 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2pz có nhiều nhất 2 electron

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = +1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2px có nhiều nhất 2 electron

Vậy phân lớp p có nhiều nhất 6 electron

Bằng cách tương tự ta tính được số electron tối đa ở các phân lớp d = 10, f = 14

Ví dụ 3: Khi n = 2, thì số electron tối đa là: 2.22= 8 (e)

1.4.3.3 Qui tắc Hund:

* Qui tắc Hund 1 (qui tắc tổng spin cực đại)

Trong nguyên tử ở dạng trạng thái cơ bản, các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ được phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin S của chúng là cực đại (tổng số electron độc thân là cực đại)

Ví dụ: Trạng thái cơ bản của nguyên tử F (z = 9) là trạng thái

1.4.3.4 Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron Cấu hình electron của nguyên tử:

Cấu hình eletron của nguyên tử được dùng để mô tả các electron phân bố như thế nào vào các lớp, phân lớp trong nguyên tử

Có 2 cách biểu diễn:

Cách 1: Dạng chữ

Để viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ cần biết:

- Số electron nguyên tử (bằng số thứ tự Z của của nguyên tố trong bảng tuần hoàn

- Thứ tự điền electron vào obitan (nguyên lý vững bền)

- Số electron tối đa ở mỗi phân lớp : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14 (nguyên lý loại trừ pauli)

Ta cũng có thể viết cấu hình electron nguyên tử khi không biết số thứ tự Z nhưng biết cấu hình electron nguyên tử ở một hoặc vài phân lớp ngoài cùng của nguyên tử

đó Chẳng hạn, viết cấu hình electron của của nguyên tử có cấu hình electron chót 4p4

Ví dụ 1: O (Z = 8): 1s22s22p4

Trong đó các số đứng trước 1, 2 chỉ số thứ tự của lớp n = 1, 2, các chữ số s, p chỉ các phân lớp, các số mũ chỉ số electron có trong phân lớp

Cách 2: Dạng ô lượng tử:

Người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử

Cách này còn cho biết số electron độc thân trong nguyên tử và nguyên tử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích

Dựa vào các qui tắc và nguyên lý trên, ta viết được cấu hình electron của nguyên tố:

- Đối với 20 nguyên tố đầu (Z = 1 ≤ 20) cấu hình electron trùng với thứ tự mức năng lượng (qui tắc Klechkowski)

- Bắt đầu từ nguyên tố Z = 21 trở đi do có sự chèn mức năng lượng nên cấu hình electron của các nguyên tố từ phân lớp 4s trở đi không còn trùng với thứ tự mức năng lượng (do đó để viết đúng cấu hình trước hết viết theo thứ tự mức năng lượng sau

đó chuyển thành cấu hình theo lớp electron)

Ví dụ 2: Fe (Z = 26)

Theo thứ tự mức năng lượng: 1s22s22p63s23p64s23d6

Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d64s2

- Khi một AO có đủ hai electron ta nói các electron đã ghép đôi, nếu chỉ có một

electron thì electron đó là độc thân

1.4.4 Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater):

Phương pháp coi hàm sóng của một hệ nhiều electron như là tích hàm sóng chỉ

mô tả một electron riêng biệt được gọi là gần đúng một electron hoặc gần đúng obitan Nội dung cơ bản theo phương pháp này là:

- Hoàn toàn bỏ qua tương tác đẩy giữa các electron là một cách gần đúng Để hoàn thiện thêm, người ta cải tiến biểu thức thế năng một electron trên cơ sở sau: mỗi electron, ngoài việc chịu tác dụng của trường hấp dẫn hạt nhân, còn chịu tác dụng của trường đẩy các electron khác

- Theo phương pháp gần đúng Slater có thể coi mỗi electron như là chịu tác dụng của hạt nhân mà điện tích không còn là Z nữa mà là (Z – b)

b: hằng số chắn, nó biểu thị hiệu ứng trung bình gây ra bởi các electron khác

(Z – b): điện tích hiệu dụng hay số điện tích hiệu dụng

Một electron bên trong thực tế không "bị chắn″ bở các electron bên ngoài, ngược lại, một electron bên ngoài bị chắn mạnh bởi các electron bên trong

- Có thể tính hằng số chắn b theo quy tắc bán kinh nghiệm Slater: