CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Với mỗi nguyên tố, số lượng proton trong hạt nhân là cố định bằng Z, song có thể khác nhau Do có các đồng vị, khái niệm nguyên tố được định nghĩa lại như sau: “Nguyên tố hóa học là tập

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

2.1.1.1 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử được tạo thành từ hai loại hạt cơ bản: hạt proton (ký hiệu:

p

1

gọi là các nucleon (hạch tử) Ngoài hai hạt cơ bản là proton và neutron, trong quá trình chuyển hóa chúng còn sản sinh ra các hạt sơ cấp khác, đó là hạt positron, negatron, nơtrino

0

1 1

1 0

0

1 0

1 1

u e p n

u e

n p

++

→

++

→

− +

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

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

nhau, giữa các hạt proton với neutron và giữa các hạt neutron với nhau còn tồn tại một loại lực hút–khoảng–cách–ngắn Nếu lực đẩy lớn hơn lực hút, hạt nhân sẽ không bền

và phân rã, đồng thời phát các bức xạ Nếu lực hút trội hơn thì hạt nhân bền vững

Yếu tố chính để xác định một hạt nhân có bền vững hay không là tỉ số:

=

soá neutron Nsoá proton P

– Với những nguyên tố có số thứ tự nhỏ, tỉ số trên gần với 1 Khi số thứ tự tăng,

tỉ số trên cũng tăng Quan sát các nguyên tố có số thứ tự từ Z = 2 đến Z = 82 có các đồng vị bền, ta thấy tỉ số trên biến đổi từ 1 đến 1,534

– Hạt nhân nguyên tử có chứa 2, 8, 20, 50, 82 hay 126 proton hoặc neutron thường bền hơn những hạt nhân nguyên tử không có 2, 8, 20, 50, 82 hay 126 proton hoặc neutron

– Hạt nhân nguyên tử có một số chẵn cả proton lẫn neutron thường bền hơn hạt nhân có số lẻ proton lẫn neutron

– Kể từ poloni (Z = 84) trở đi các nguyên tố đều có tính phóng xạ Các đồng vị của tecnexi (Tc, Z = 43) và prometi (Pm, Z = 61) đều là những đồng vị phóng xạ

b Năng lượng liên kết của hạt nhân

Thước đo độ bền hạt nhân nguyên tử là đại lượng năng lượng liên kết hạt nhân Năng lượng liên kết hạt nhân là năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ hạt nhân nguyên tử thành các neutron và proton Như thế khi các neutron và proton kết hợp lại thành hạt nhân nguyên tử thì giải phóng một lượng nhiệt lớn Hạt nhân càng bền thì lượng nhiệt thoát ra càng nhiều

Thực nghiệm cho biết rằng khối lượng một hạt nhân nguyên tử luôn luôn nhỏ hơn tổng khối lượng các neutron và proton cấu tạo nên hạt nhân Ví dụ:

hạt nhân flo là -19 Đây là một con số rất lớn nếu biết rằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học thông thường chỉ khoảng cỡ 200 kJ

2.1.1.3 Sự phóng xạ

a Sự phóng xạ tự nhiên

Năm 1896, nhà khoa học Pháp Henri Becquerel phát hiện ra rằng các hợp chất

của Uran có khả năng phát ra những tia tuy không nhìn thấy được nhưng có tác dụng lên

giấy ảnh… (người ta gọi là tia phóng xạ) Sau đó ông bà Pierre và Marie Curie lại tìm

ra các nguyên tố Polonium và Radium (1898) phát ra các tia phóng xạ mạnh hơn hàng

triệu lần Dưới tác dụng của từ trường (hay điện trường), các tia đó phát ra thành 3 chùm tia: tia α (là chùm hạt nhân nguyên tử Heli), tia β (chùm electron), tia γ (tia tương tự tia

X và có bước sóng rất ngắn) Hiện nay đã tìm ra trên 300 đồng vị bền (chỉ có 1 giá trị A) và trên 1400 đồng vị phóng xạ

Một nguyên tố được gọi là phóng xạ khi hạt nhân của nó tự phân rã Do điện tích hạt nhân thay đổi, nguyên tử nguyên tố này biến thành nguyên tử nguyên tố khác

88Ra → 86Rn + 2He

(radi) (randon) (hạt α)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;

2He

88

4 2

232

He Po

2

220 84

220

Vị trí của nguyên tố “con” Ra chuyển 2 ô về phía trước trong hệ thống tuần hoàn so với nguyên tố “mẹ” Th

Quá trình phân hủy phóng xạ α có thể viết dưới dạng: (A, Z) → (A - 4, Z - 2) + α

 Sự phân hủy β- (β-: electron −0e−

Quá trình phân hủy phóng xạ β- có thể viết dưới dạng: (A, Z) → (A, Z + 1) + e

- Sự phân huỹ β+ (β+: positron + 0e+

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

19K + -1e → 18Ar + hυ

Hạt nhân nguyên tố “con” Ar đồng khối với hạt nhân nguyên tố “mẹ” K, vị trí của nó chuyển một ô về phía trước Khi electron lớp trên chuyển về vị trí đã được giải phóng sẽ phát ra năng lượng dưới dạng lượng tử (hυ) của bức xạ Rontgen

Sự bắt electron xảy ra phổ biến, khi proton chuyển thành neutron:

1 - 1

1p + e → 0n

c Phản ứng hạt nhân, đồng vị phóng xạ nhân tạo

H O

He

1

17 8

4 2

14

Năm 1932 phản ứng hạt nhân khác được thực hiện như sau:

He He

H

2

4 2

1 1

* Đồng vị phóng xạ nhân tạo

radi phát ra để bắn phá hạt nhân nitơ, ông phát hiện thấy rằng, hạt nhân nitơ đã chuyển

1

17 8

4 2

Năm 1939, hai nhà khoa học Đức Otto Hahn và Fritz Strassman đã phát hiện ra

mãnh nhỏ hơn (Ba và Kr) cùng với hai hay ba neutron mới, trong điều kiện thích hợp các neutron mới tiếp tục bắn phá các nguyên tử Uran khác và như thế xảy ra phản ứng

dây chuyền phân hạch kèm theo sự phát ra một năng lượng đồ sộ Tương tự như 235U

92 , hạt nhân nguyên tử Plutoni khá bền, nhưng khi bị bắn phá bằng neutron nĩ bị phá vỡ và phĩng ra những neutron mới cĩ thể duy trì phản ứng dây chuyền Hai phản ứng phân hạch trên được ứng dụng để sản xuất năng lượng cũng như chế tạo bom nguyên tử (bom A)

1 ở nhiệt độ rất cao, chúng kết hợp cho hạt nhân heli kèm theo một năng lượng khổng lồ

→t >>> 0

1H + H1 2He + năng lượng = 19,7eV

Cĩ thể dùng deuteri và liti làm nguyên liệu tổng hợp hạt nhân:

1 02

1H + 3Li ( He) +2 n năng lượng = 20,3eV

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:

quỹ đạo bất kỳ mà chỉ chuyển động trên các quỹ đạo trịn xác định Các quỹ đạo này (đồng tâm và cĩ bán kính xác định) gọi là các quỹ đạo dừng hay quỹ đạo lượng tử tuân theo điều kiện lượng tử:

e n n

hM=m r =n

2

ν

- me: khối lượng electron;

- h: hằng số Plank; 6,625.10-34 J.s;

- r: bán kính quỹ đạo

thụ năng lượng (năng lượng của nĩ được bảo tồn) Như vậy mỗi quỹ đạo dừng tương ứng với một mức năng lượng xác định

đạo cĩ năng lượng cao hơn Ngược lại, khi chuyển từ quỹ đạo cĩ năng lượng cao về quỹ đạo cĩ năng lượng thấp nĩ sẽ phát ra năng lượng Khi đĩ năng lượng của nĩ bằng hiệu năng lượng của electron ở trạng thái đầu và trạng thái cuối

2 1

E= E = E - E = hν

trong đĩ: - ΣE: năng lượng bức xạ của một lượng tử;

- E2: trạng thái năng lượng cua electron ở quỹ đạo cuối;

- E1: trạng thái năng lượng của electron ở quỹ đạo đầu;

- h: hằng số Planck;

- v: tần số bức xạ.

Từ các nội dung trên đã tính được:

- Bán kính quỹ đạo của electron;

- Năng lượng tồn 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 khơng thể coi tất cả những thành cơng rực rỡ của thuyết

hv

E=1

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

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,

Heisenberg người Đức, Schrodinger người Áo.

2.2.2.1 Giả thuyết De Broglie (1924)

Cơ học lượng tử quan niệm rằng các vật vi mô có cả tính chất hạt và tính chất

sóng, nghĩa là chúng thể hiện đồng thời như những hạt và sóng.

truyền với tốc độ c

không thể phân chia được nữa gọi là các lượng tử ánh sáng hay các photon, chúng có khối lượng m và chuyển động với tốc độ c Tính chất hạt của ánh sáng thể hiện qua

trình thể hiện bản chất sóng và hạt của ánh sáng:

λ =

h

Phương trình (2.5) nói lên rằng photon là một hạt có khối lượng m và khi

Đến năm 1924 Louis de Broglie đưa ra giả thuyết là: electron cũng như các vật

vi mô khác đều có bản chất sóng và hạt, tức cũng thỏa mãn hệ thức sau:

λ= h

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

Phù hợp với giả thuyết này, độ dài sóng của electron có khối lượng me= 9,1.10

-31 kg, chuyển động với vận tốc 2,2.106 m/s là:

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 Newton

Kết luận: Như vậy sóng và hạt là 2 mặt của vật chất:

2.2.2.2 Nguyên lý bất định Heisenberg (1925)

Một quá trình sóng là dao động tuần hoàn trong môi trường liên tục Trong khoảng không gian rộng người ta có thể xác định chính xác đồng thời cả độ dài sóng

và vận tốc lan truyền của sóng Nhưng trong không gian rất nhỏ như nguyên tử,

Heisenberg đã chứng minh được rằng: không thể xác định đồng thời chính xác tọa độ

của electron và vận tốc chuyển động của nó (hoặc động lượng p= mv).

Về mặt toán học nguyên lý bất định được công thức hóa như sau:

2 hay

x p

ππ

34

10.2,0/14,3.10.1,9

10.625,6

.2

Js v

m

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

không thể chấp nhận được Nói cách khác: “Khi một vật thể có thể tích nhỏ nhưng

chuyển động với vận tốc lớn thì người ta không thể xác định đồng thời đúng vị trí và vận tốc của vật đó”.

Với vật thể vĩ mô, h/m rất nhỏ, nên tích số ∆x, ∆vx rất nhỏ; do đó sự xác định đồng thời tọa độ và vận tốc có độ chính xác rất cao Điều này phù hợp với cơ học cổ điển

Ví dụ: Một vật nặng 1 kg chuyển động với sai số vận tốc là 0,1 m thì sai số toạ độ là:

m m

kg

Js v

m

h x

x

33

34

10.21,0.1.14,3

10.625,6

.2

như vậy sai số tọa độ rất nhỏ

2.2.2.3 Đám mây electron

m s

m kg

s J mv

6 31

34

10.3,3/10.2,2.10.1,9

.10.625,

m s

m kg

s J mv

3

34

10.625,6/10.1

.10.625,

=

=

=λ

Do bản chất sóng của electron và căn cứ vào nguyên lý bất định ta thấy rằng trạng thái của electron trong nguyên tử không cho phép xác định tọa độ của electron, tức là không vẽ được quỹ đạo chuyển động của electron xung quanh hạt nhân nguyên

tử một khi xác định chính xác năng lượng của electron Tuy nhiên có thể xác định được xác suất lưu lại của electron ở một vị trí hoặc trong một thể tích nguyên tố xung quanh hạt nhân

Giả sử, ở thời điểm nào đó chúng ta chụp ảnh vị trí của electron trong không gian ba chiều xung quanh hạt nhân nguyên tử Ở bức ảnh này ghi vị trí electron có mặt

ở dạng điểm Chụp hàng nghìn bức ảnh qua những thời điểm liên tiếp Tập hợp tất cả những bức ảnh này thành một bức ảnh chung về sự xuất hiện của electron trong không gian nguyên tử thì thu được sự phân bố đám mây điện tích âm xung quanh hạt nhân Mật độ điểm tương ứng tỉ lệ với xác suất có mặt của electron Phần không gian xung quanh hạt nhân có mật độ các điểm đông đặc nhất nghĩa là electron lưu lại nhiều nhất

gọi là đám mây electron.

Như vậy đám mây electron là miền không gian xung quanh hạt nhân được giới hạn bởi bề mặt đồng xác suất, xác suất có mặt của electron ở trong miền không gian này bằng 90%

Đám mây electron còn gọi là orbital, đó là mẫu trạng thái của electron trong

nguyên tử theo cơ học lượng tử

Hình 2.1 Đám mây electron của nguyên tử hydro

2.2.2.4 Hàm số sóng và phương trình sóng Schrodinger

Cơ học lượng tử mô tả sự chuyển động của electron trong nguyên tử bằng hàm

số sóng ψ gọi là hàm số orbital

),,(x y z

Ψ

=Ψ

trong đó x, y, z – tọa độ của vị trí electron có mặt

electron trong nguyên tử Nó có thể có giá trị dương cũng như giá trị âm, tương tự như

xác suất có mặt của electron ở một điểm đã cho trong không gian nguyên tử Điều này

có nghĩa là khi giá trị ψ2 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)(

82

2 2

2 2

2 2

2

=Ψ

−+

Ψ+

Ψ+

Ψ

U E h

m z

y x

e

πδ

δδ

δδ

δ

(2.8)

trong đó - me: khối lượng electron;

- h: hằng số Planck;

- E: năng lượng toàn phần của e;

- U: thế năng của electron

Cách giải phương trình Schrodinger là khá phức tạp được nghiên cứu kỹ trong

các giáo trình vật lý và hóa lý Trong chương trình chúng ta chỉ chấp nhận nghiệm, không giải

2.2.2.5 Số lượng tử

Khi giải phương trình Schrodinger để chọn những nghiệm có ý nghĩa và phù

hợp với thực tế, người ta đem vào 3 tham số n, l, ml gọi là 3 số lượng tử

Trong lớp vỏ electron của nguyên tử, các electron không chuyển động một cách tuỳ tiện mà tuân theo một sự sắp xếp nghiêm ngặt sao cho mỗi electron có một 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 (ψn l m, , l) 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 của electron tăng

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:

b Số lượng tử orbital hay số lượng tử phụ (l)

Năng lượng của electron và kích thước của đám mây electron không chỉ có thể nhận những giá trị xác định mà hình dạng của đám mây electron cũng không thể tùy ý

được Hình dạng của đám mây electron được xác định bằng số lượng tử orbital (ký

n = 3 : l1 = 0, l2 = 1 và l3 = 2.

Đối với các nguyên tử có nhiều electron thì năng lượng của các electron có cùng trạng thái lượng tử n có sự khác nhau chút ít và được đặc trưng bằng số lượng tử orbital l

Ví dụ: Các electron ở trạng thái lượng tử n = 2 và l = 0 có năng lượng thấp hơn các electron ở trạng thái lượng tử n = 2 và l = 1

Các electron trong một lớp lượng tử n có cùng giá trị l họp thành một phân lớp lượng tử.

Các phân lớp lượng tử được ký hiệu bằng các chữ cái thường như sau:

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 (ml)

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 ml) 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:

Ngoài 3 số lượng tử n, l, ml đặc trưng cho orbital, electron còn có bậc tự do thứ

tư là sự chuyển động xung quanh trục riêng của nó Chuyển động này gọi là chuyển

1

2 2

S

h M

Như vậy số lượng tử spin chỉ nhận hai giá trị : +½ và - ½

Các số lượng tử n, l, ml, ms 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(n,l,m )l Sự chuyển động xung quanh trục riêng biểu thị bằng số lượng tử từ ms

khác orbital nguyên tử là nghiệm của phương trình Schrodinger, được biểu thị bằng

Vậy một bộ ba số lượng tử xác định một vân đạo nguyên tử:

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 lượng cao hơn tiếp theo”.

Kết quả nghiên cứu cho biết trật tự năng lượng từ thấp đến cao theo trật tự sau: 1s, 2s, 2p, 3s, 4s, 3d, 4p, 4s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d,

Vậy theo nguyên lý này, trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử

là trạng thái tương ứng với mức năng lượng nhỏ nhất và các electron sẽ lần lượt chiếm các orbital có năng lượng từ thấp đến cao

Ví dụ: Phân lớp 1s có năng lượng thấp hơn phân lớp 2s, do đó 2 electron đầu tiên

sẽ chiếm chỗ trong phân lớp 1s trước, 2 electron tiếp theo sẽ chiếm chỗ trong phân lớp 2s

Quy tắc Kleshkowski:

Đây là một quy tắc kinh nghiệm giúp xác định trật tự điền cấu hình electron của nguyên tử trung hòa ở trạng thái cơ bản Quy tắc này gồm 2 phần như sau:

“Trong một nguyên tử nhiều electron, điện tử điền vào các orbital (đặc trưng bởi n và

l) sao cho tổng (n+l) tăng dần”.

Ví dụ: Electron sẽ sắp xếp vào orbital nào trước trong 2 orbiatal 3d và 4s

- Orbital 3d: có n = 3, l = 2 (phân lớp d) ⇒ tổng (n+l) = 5.

Do đó theo phần 1 của quy tắc Kleshkowski, electron sẽ sắp vào orbital 4s trước 3d

“Khi hai orbital khác nhau có cùng giá trị (n+l) thì orbital bị chiếm trước tiên với n nhỏ hơn”.

Ví dụ: Electron sẽ sắp vào orbital nào trước trong hai orbital 3p và 4s

- Orbital 3p có tổng n + l = 3 + 1= 4

- Orbital 4s có tổng n + l = 4 + 0 = 4

Tổng (n+l) là như nhau, nhưng orbital 3p có n = 3 nhỏ hơn orbital 4s, do đó 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:

1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < 5s2 < 4d10 < 5p6 < 6s2 < 4f14 < 5d10 < 6p6 < 7s2 < 5f14 < 6d10 < 7p6

Hình 2.3 chỉ ra trật tự điền các orbital nguyên tử theo quy tắc Kleshkowski.

Hình 2.3 Sơ đồ thứ tự điền vào các phân mức năng lượng trong nguyên tử

Ví dụ: Viết cấu tạo lớp vỏ electron, orbital của nguyên tố có Z=15

- Cấu tạo lớp vỏ electron của nguyên tố có Z=15 theo quy tắc Kleshskowski là:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 (dạng chữ)

- Orbital: (dạng ô lượng tử)

b Nguyên lý Ngoại trừ Pauli

“Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng bốn số lượng tử như