Cấu tạo nguyên tử 2

Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson 1898: nguyên tử là một quả cầu bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn thể tích, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó..

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

I Nguyên tử và quang phổ nguyên tử:

(1) Nguyên tử là đơn vị cấu trúc nhỏ nhất của vật chất

(2) Cấu tạo nguyên tử :

– Hạt nhân nguyên tử: tích điện dương (+)

– Lớp vỏ điện tử: tích điện âm (–)

– Điện tích dương của nhân bằng số điện tích âm chuyển động quanh nhân  nguyên tử trung hòa về điện

(3) Các hạt căn bản của nguyên tử:

đ/v e Điện tử

Proton

Neutron

e p n

9,1095.10-31

1,6726.10-27

1,6745.10-27

5,4858.10-4

1,007276 1,008665

–1,60219.10

-19

+1,60219.10

-19

0

– 1 + 1 0

Đvklnt: Đơn vị khối lượng nguyên tử

(4) Quang phổ nguyên tử tự do ở trạng thái khí hay hơi không liên tục mà gồm một số vạch xác định Mỗi vạch ứng với một bước sóng xác định chức các độ dài sóng xác định

(5) Số vạch và cách sắp xếp vạch chỉ phụ thuộc vào bản chất khí hay hơi nguyên tử

Thí dụ: phổ khí hydro trong vùng thấy được gồm 4 vạch

Phổ hơi kim loại Kali gồm 2 vạch đỏ, 1 vạch tím

Phổ hơi kim loại canxi gồm 1vạch đỏ, 1 vạch vàng, 1 vạch lục

II Các thuyết cấu tạo nguyên tử:

1 Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898): nguyên tử là

một quả cầu bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn thể tích, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó

2 Mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford (1911):

(1)Đề nghị cấu tạo:

1 Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung toàn bộ khối lượng nguyên tử

2 Điện tử: Quay tròn quanh nhân

3 Tổng điện tích âm = điện tích hạt nhân

Dạng cơ bản của nguyên tử

(2)Ưu điểm: Xác định được Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử

Điện tích hạt nhân

(3)Khuyết điểm:

Không giải thích được: Tính bền nguyên tử

Quang phổ vạch

3 Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913): Là sự kết hợp của mẫu hành tinh

nguyên tử Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng

Ba định đề của Bohr:

– Định đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo tròn đồng tâm xác định gọi là quỹ đạo bền

– Định đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra năng lượng điện từ

– Định đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác

E = E đ – E c = h

Biểu tượng nguyên tử:

4 Mẫu nguyên tử Sommerfeld:

Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, l, ml

+

Ưu diểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld :

Nêu được nguyên tử bền vững

Biểu tượng dễ hiểu, vẫn sử dụng đến bây giờ

Tính toán được

 Bán kính quỹ đạo bền của electron

0 2

0

2 2

2 2

529 , 0

n a Z

n me

h Z

n



 Năng lượng của electron trong nguyên tử

eV n

Z h

me n

Z

2 2

4 2 2

2

6 , 13

2







 Vận tốc electron trên quỹ đạo bền: m s

n

Z v

n

Z h

e n

Z

2





Giải thích được hiện tượng quang phổ nguyên tử Hydro

Khuyết điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld:

Không giải thích được độ bội của quang phổ vạch

Khi đưa định đề không áp dụng cơ học cổ điển nhưng khi tính toán lại sử dụng cơ học cổ điển

Xem electron chuyển động trên mặt phẳng

Không xác định được vị trí của electron ở đâu khi chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác

5 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử:

5.1 Ba luận điểm cơ bản:

a Bản chất sóng hạt – Giả thuyết De Broglie (1924)

 Phát biểu: Electron cũng như các hạt vi mô khác đều có bản chất sóng hạt

 Biểu thức:

mv

h



 Với Bước sóng (m,nm, A0)

h: Hằng số Planck (6,626.10-34J.s) m: Khối lượng hạt (kg)

v: Vận tốc hạt (m/s)

b Nguyên lý bất định Heisenberg (1927)

 Phát biểu: Electron cũng như các hạt vi mô khác đều có bản chất sóng hạt

 Biểu thức:

m

h v x

 2





 Với h: Hằng số Planck (6,626.10-34J.s)

m: Khối lượng hạt (kg)

v: Độ bất định vận tốc hạt (m/s)

x: Độ bất định vị trí hạt (m)

c Phương trình sóng Schrodinger

8

2

2 2

2 2

2

2

2



















U E h

m z

y

x















Hàm sóng – Biên độ sóng ba chiều

E: Năng lượng toàn phần của electron trong nguyên tử (eV)

U: Thế năng của electron so với hạt nhân (eV)

x,y,z: Tọa độ electron so với nhân

2 : Xác suất tìm thấy hạt/ Mật độ electron tại vị trí x,y,z trong

không gian

Yêu cầu hàm sóng: Hàm sóng  (x,y,z) phải

 Chuẩn hoáx,y,zdx.dy.dz1

Kết luận chung:

nguyên gọi là số lượng tử

Số số lượng tử = số bậc tự do của electron = 4 Bao gồm 3 số lượng tử n, l, ml, theo 3 chiều không gian và 1 số lượng tử ms biểu thị cho sự tự quay quanh trục

năng lượng của electron đặc trưng bằng các số lương tử

5.2 Trạng thái electron trong nguyên tư û : Được đặc trưng bằng 4 số

lượng tử n.l, ml, ms:

5.2.1 Số lượng tử chính n:

a) Giá trị: n = 1, 2, 3, 4…

b) Xác định:

Trạng thái năng lượng h hc eV

n

Z n

Z h

me E

















2 2

2 2

4

6 , 13 2

Kích thước trung bình của đám mây electron c) Khi n tăng thì E và r tăng  Phải tốn năng lượng để tăng kích thước đám mây electron

d) Các mức năng lượng tương ứng

E E1  E2  E3  E4  E5

Bình thường electron trạng thái bền, ứng với mức năng lượng thấp nhất : Mức cơ bản

Khi hấp thu năng lượng electron chuyển sang mức năng lượng cao hơn: Mức năng lượng kích thích kém bền  electron sẽ nhanh

chóng trở lại mức năng lượng bền  phát ra năng lượng dưới dạng sóng ánh sáng:

E = E đ – E c = h = 













 2 12 12 6

, 13

c

n Z

e) Các electron có số lượng tử chính n giống nhau tạo thành lớp lượng tử hay lớp electron

5.2.2 Số lượng tử phụ l (Số lượng tử phương vị – Số lượng tử

orbital)

a) Giá trị: phụ thuộc n: l = 0, 1, 2, …, (n – 1)

b) Xác định moment động lượng của electron trong nguyên tử

 1





l l

h M

v rm M

 c) Aûnh hưởng đến năng lượng và hình dạng của mây electron trong nguyên tử nhiều electron

d) Các điện tử cùng n và cùng l hợp thành phân lớp lượng tử, phân lớp electron

5.2.3 Số lượng tử từ ml

a) Giá trị: phụ thuộc l: ml = 0, ±1, ± 2, …±l

b) Xác định:

Hình chiếu moment động lượng lên trục z:

 2

h m

Hướng các đám mây electron trong không gian

c) Khi biết n, l, ml: biết toạ độ của electron trong không gian so với nhân  Xác địng được orbital nguyên tử (ON – OA)

5.2.4 Số lượng tử spin ms

a) Xác định: Moment động lượng sinh ra do khả năng tự quay của electron quanh trục

 1

 h s s

M s

 b) Giá trị s = +1/2 : electron quay thuận chiều kim đồng hồ

s = –1/2 : electron quay ngược chiều kim đồng hồ

5.2.5 Hàm sóng mô tả orbital nguyên tử – Mây điện tử

 Hàm sóng mô tả trong hệ toạ độ cầu  = (r,  ,) = R(r).().

 Mây electron : Vùng không gian bao quanh hạt nhân mà electron có thể có mặt ở bất kỳ thời điểm nào với xác suất có mặt khác nhau

5.3 Nguyên tử nhiều electron

5.3.1 Trạng thái electron trong nguyên tử nhiều electron:

a) Nguyên tắc: Giải phương trình sóng Schrodinger bằng phương

pháp gần đúng một electron : Giả thiết hàm sóng của hệ nhiều electron là tổng các hàm sóng của từng electron riêng biệt Khi đó phương trình sóng Schrodinger có thể giải riêng cho từng electron trong nguyên tử

b) Được đặc trưng bằng giá trị của 4 đại lượng vật lý

1 Năng lượng của electron phụ thuộc vào 2 số lượng tử n và l

 eV

hc h n

Z n

Z h

me E

















2 2

2 2

4

*

' 6 , 13

*

' 2

Trong đó Z’ = Z – ij (xem thêm phần sau)

2 Độ lớn moment động lượng: phụ thuộc vào số lượng tử l

 1





l l

h M

v rm M



3 Hình chiếu moment động lượng lên phương z: phụ thuộc vào số lượng tử ml

 2

h m

4 Moment động lượng spin: phụ thuộc vào số lượng tử ms

 1

 h s s

M s



Xác định đủ 4 số lượng tử n, l, ml, ms thì xác

định được hoàn toàn trạng thái electron trong

nguyên tử nhiều electron

Hình dáng các OA và đám mây electrongiống nguyên tử 1 electron

c) Các lực tác dụng lên electron trong nguyên tử nhiều electron

 Lực hút nhân – electron

 Lực đẩy: electron – electron trong cùng một lớp

 Lực đẩy: electron ở lớp trong với electron ở lớp ngoài

 Lực hút thực tế giữa nhân và electron luôn nhỏ hơn lực hút

lý thuyết

 Hiệu ứng chắn: do lực đẩy, các electron bên trong chắn làm

yếu lực hút hạt nhân với electron bên ngoài

 Hiệu ứng xâm nhập: các electron lớp bên ngoài xuyên qua

các lớp electron bên trong xâm nhập vào gần hạt nhân

 Các electron có giá trị l càng lớn thì có hiệu ứng xâm nhập

càng yếu và có độ bị chắn càng lớn làm cho lực hút giữa electron với hạt nhân càng yếu, khi đó electron có năng lượng càng cao

d) Quy tắc Slayter

Điện tích hạt nhân hiệu dụng: Z’ = Z – ij

Trong đó ij là hiệu ứng chắn điện tử i đối với điện tử j

Cách tính ij

Trình bày lại công thức dưới dạng

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d 4f) (5s 5p) (5d 5f) …

Tính từng ij theo bảng

Vị trí electron

chắn ei

Giá trị ij

Electron bị chắn ej nằm ở

ns hay np Electron bị chắn e

j nằm ở

nd hay nf

Nếu cùng 1s ij = 0,30

0,35

5.3.2 Sự phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron

a) Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron của nguyên tử :

Bằng công thức electron

 Lớp kí hiệu bằng số: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

 Phân lớp kí hiệu bằng chữ: s, p, d, f

 Obital nguyên tử : không biểu diễn

 Số electron trong phân lớp: ghi dưới dạng số mũ

 Trật tự các phân lớp từ trái qua phải biểu diễn sự tăng dần năng lượng của phân lớp đó

Bằng kí hiệu ô lượng tử Electron kí hiệu bằng mũi tên () khi ms = +1/2 và () khi ms = –1/2 Orbital nguyên tử kí hiệu bằng hình vuông ( ), tròn () hay dấu ()

b) Các quy luật phân bố electron trong nguyên tử

1 Nguyên lý loại trừ – Nguyên lý Pauli (1925)

Phát biểu: Trong cùng nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4 số lượng tử

Ứng dụng: Tính số electron tối đa trong mỗi OA, phân lớp electron , lớp electron

Một OA chứa tối đa 2 electron ứng với () khi ms = +1/2 và () khi

ms = –1/2

Số electron tối đa trong

Số phân lớp trong lớp n

Số electron tối đa trong

2 Nguyên lý vững bền

Phát biểu: Trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử là trạng thái tương ứng với giá trị năng lượng nhỏ nhất rồi lên cao dần

Quy tắc Klechkovsky: Xác định dãy thứ tự tăng dần của các phân lớp

 Electron sắp xếp vào các OA có giá trị (n +l) từ thấp đến cao

 Nếu các OA có cùng giá trị (n + l) thì electron ưu tiên sắp xếp vào các OA có giá trị n nhỏ trước

Dãy thứ tự năng lượng tăng dần

1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  4f  5d  6p  7s

Giá trị l

nhỏ trước các OA có trị (n+l)ừ thấp đến cao

át rồi lên cao d1s

1 2 3 4 5 6 7

 Aùp dụng nguyên lý vững bền và nguyên lý Pauli ta viết được công thức electron cho nguyên tử nhiều electron

3 Quy tắc Hund

Trạng thái bền của nguyên tử tương ứng với sự sắp xếp electron sao cho trong cùng một phân lớp giá trị tuyệt đối của tổng spin electron phải cực đại  tức số electron độc thân là lớn nhất