Chương 1 – cấu trúc nguyên tử | CTCT – Chúng Ta Cùng Tiến

I. Nguyên tử

Nguyên tử là đơn vị cấu trúc bé nhất của một nguyên tố hóa học, không thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thường ngày, nguyên tử không chuyển biến.

Bạn Đang Xem: Chương 1 – cấu trúc nguyên tử | CTCT – Chúng Ta Cùng Tiến

kết cấu nguyên tử gồm 2 phần: hạt nhân nguyên tử (gồm proton và neutron) và lớp vỏ điện tử (electron).

Các hạt sơ cấp trong nguyên tử:

II. Quang phổ nguyên tử

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.

Số vạch và cách sắp xếp vạch chỉ phụ thuộc &o bản tính khí hay hơi nguyên tử.

Ví dụ: Phổ khí hidro 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 1 vạch đỏ, 1 vạch &ng, 1 vạch lục.

I. Thuyết cấu trúc nguyên tử của Thompson (1898)

Nguyên tử là một quả cầu đặc gồm có các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích nguyên tử, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó.

Tổng điện tích dương bằng tổng điện tích âm.

II. Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)

Nguyên tử gồm hai thành phần:

• Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung gần như toàn bộ khối lượng nguyên tử.

• Các electron: Quay tròn quanh hạt nhân.

Tổng điện tích electron bằng điện tích hạt nhân.

III. Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)

Là sự kết hợp của mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng của Planck.

Ba định đề của Bohr:

• Định đề 1: Electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo bền hình tròn đồng tâm có bán kính xác định gọi là quỹ đạo lượng tử hay quỹ đạo Bohr.

• Định đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra hay thu &o năng lượng điện từ.

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

IV. Mẫu nguyên tử Sommerfield

Bổ sung cho mẫu nguyên tử Bohr: electron chuyển động theo quỹ đạo elip, đưa ra các số lượng tử nnn, l,mll, m_ll,ml​.

I. Năng lượng electron của nguyên tử một electron

Trong đó: EnE_nEn​ là năng lượng electron ứng với số lượng tử nnn.

ZZZ là điện tích hạt nhân.

II. Orbital nguyên tử

Orbital nguyên tử là vùng không gian gần nhân trong đó xác suất có mặt electron lớn hơn 90%.

III. Bộ bốn số lượng tử

Electron được xếp &o các lớp, trong mỗi lớp có các phân lớp, trong mỗi phân lớp có các orbital. Như vậy, cần có những thông số để xác định vị trí electron.

1. Số lượng tử chính nnn:

Miền giá trị: n=1,2,3,…n = 1, 2, 3, ldotsn=1,2,3,… xác định số thứ tự lớp.

Xem Thêm : Cảm nhận 2 khổ thơ đầu bài Tràng Giang của Huy Cận [KÈM 2 BÀI

Trong lớp lượng tử nn n có:

• nnn phân lớp (tức nnn giá trị của lll).

• n2n^2n2 orbital.

• 2n22n^22n2 electron (tối đa).

2. Số lượng tử orbital (số lượng tử phụ) lll:

Miền giá trị: l=0,1,2,…,n−1l=0,1,2,…, n-1l=0,1,2,…,n−1, xác định tên phân lớp.

Lớp nnn có lll phân lớp (tức lll có nnn giá trị)

Ví dụ: n=3n=3n=3 thì lll có 3 giá trị: l=0,1,2.l=0,1,2.l=0,1,2.

Phân lớp lll có (2l+1)(2l+1)(2l+1) orbital

Ví dụ: phân lớp p (l=1)(l=1)(l=1) có 3 orbital.

Hình dạng các orbital:

3. Số lượng tử từ mlm_lml​:

Miền giá trị: ml=0,±1,±2,…,±lm_l =0, pm1,pm2,…,pm lml​=0,±1,±2,…,±l.

Ứng dụng với một giá trị lll thì có (2l+1)(2l+1)(2l+1) giá trị mlm_lml​.

Khi ml=−l,…,+l:m_l=-l,…,+l:ml​=−l,…,+l:

Khi ml=+l,…,−l:m_l=+l,…,-l:ml​=+l,…,−l:

4. Số lượng tử từ spin msm_sms​:

Các giá trị: ms=±12⟹m_s = pm frac{1}{2} Longrightarrowms​=±21​⟹ mỗi orbital chứa tối đa 2 electron.

Electron ứng với mũi tên quay lên: ms=+12m_s=+frac{1}{2}ms​=+21​, ứng với mũi tên quay xuống: ms=−12m_s=-frac{1}{2}ms​=−21​.

Cần nhớ:

• Muốn xác định một orbital cần có 3 số lượng tử: n,l,ml.n,l,m_l.n,l,ml​.

• Muốn xác định một electron cần 4 số lượng tử: n,l,ml,ms.n,l,m_l,m_s.n,l,ml​,ms​.

I. Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron

Khác với nguyên tử một electron, nguyên tử nhiều electron có:

• Năng lượng: phụ thuộc &o cả nnn và lll

• Lực liên quan:

  • Lực hút hạt nhân – electron

  • Lực đẩy electron – electron

  ⇒Rightarrow⇒ xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập.

1. Hiệu ứng chắn

• Các electron phía bên phía trong biến thành màn chắn chắn lực hút của hạt nhân đối với các electron phía bên phía bên ngoài →rightarrow→ electron phía phía bên ngoài có xu hướng bị đẩy ra xa nhân và năng lượng của chúng tăng lên.

• Xem Thêm : Ý Nghĩa Sao Tử Vi Tại Mệnh Và Các Cung Trong Tử Vi

  Đặc điểm:

  • Các electron càng bên trong chắn càng mạnh, bị chắn càng yếu.

  • Các electron càng phía ngoài bị chắn càng mạnh, chắn càng yếu (nhưng vẫn có chắn).

  • Cùng lớp chắn yếu hơn khác lớp, cùng phân lớp chắn yếu hơn cùng lớp, cùng ô lượng tử chắn yếu hơn cùng phân lớp nhưng đẩy nhau mạnh. (khác lớp > cùng lớp > cùng phân lớp > cùng ô lượng tử)

  • Theo chiều ns{ns}ns, npnpnp, ndndnd, nfnfnf tác dụng chắn yếu dần, bị chắn tăng lên.

  • Một phân lớp bão hòa hoặc bán bão hòa electron có tác dụng chắn rất lớn đối với lớp bên ngoài.

2. Hiệu ứng xâm nhập

• Một electron bên trong hay bên ngoài vẫn có thời gian tồn tại gần khu vực hạt nhân →rightarrow→ xâm nhập.

• Hiệu ứng xâm nhập làm tăng độ bền liên kết giữa electron và hạt nhân và làm giảm năng lượng của electron.

• Do ảnh hưởng của hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập mà các phân mức năng lượng trong nguyên tử nhiều electron được sắp xếp theo chiều tăng dần mức năng lượng như sau:

Chú ý 4f≈5d4f approx 5d4f≈5d và 5f≈6d5f approx 6d5f≈6d

II. Các qui luật phân bố electron &o các orbital

1. Nguyên lí vững chắc và kiên cố

Electron phải được phân bố &o các orbital sao cho tổng năng lượng electron của nguyên tử là thấp nhất.

2. Qui tắc Klechcowski

• Electron được điền &o các phân lớp sao cho tổng (n+ln+ ln+l) tăng dần.

• Electron khác phân lớp có cùng (n+ln+ ln+l) thì ưu tiên điền &o nnn bé thêm hơn.

Lưu ý: qui tắc Klechcowski là qui tắc gần đúng, có ngoại lệ.

3. Nguyên lí loại trừ Pauli

Trong một nguyên tử không thể có 2 electron mà trạng thái của chúng được đặc trưng bằng cùng một bộ 4 số lượng tử.

4. Qui tắc Hund

Electron được phân bố sao cho tổng spin của chúng là cực đại (số electron độc thân tối đa).

5. Một số ngoại lệ

• Khi electron ở phân lớp ddd đang xây dựng gần đạt tới cấu hình e bán bão hòa hoặc bão hòa, để đạt cấu hình bền vững và kiên cố electron từ phân lớp sss sẽ chuyển sang ddd. Ví dụ:

  • Cr (Z=24)ce{Cr (Z =24)}Cr (Z=24): [Ar] 3d5 4s1ce{[Ar]} , 3 chiều^5 , 4s^1[Ar]3d54s1

  • Cu (Z=29)ce{Cu (Z =29)}Cu (Z=29): [Ar] 3d10 4s1ce{[Ar]} , 3 chiều^{10} , 4s^1[Ar]3d104s1

• Electron điền &o 5d{5d}5d trước 4f{4f}4f, 6d{6d}6d trước 5f{5f}5f. Ví dụ:

  • La (Z=57)ce{La} , (Z = 57)La(Z=57): [Xe] 5d1 6s2[ce{Xe}] , 5d^1 , 6s^2[Xe]5d16s2 (thay vì 4f1 6s24f^1 , 6s^24f16s2)

  • Ac(Z=89)ce{Ac} (Z=89)Ac(Z=89): [Rn] 6d1 7s2[ce{Rn}] , 6d^1 , 7s^2[Rn]6d17s2

• Một số trường hợp khác (không cần ân cần).

6. Cấu hình electron của anion

Khi viết cấu hình electron của anion, viết cấu hình electron của nguyên tố trước rồi thêm số electron bằng điện tích âm của anion.

7. Cấu hình electron của cation

Khi viết cấu hình electron của cation, viết cấu hình e nguyên tố trước rồi bớt e ở orbital có nnn lớn nhất trước, nếu nnn bằng nhau thì bớt e có giá trị (n+ln+ln+l) lớn nhất.