Cấu trúc và lớp vỏ electron SVIP

I. CHUYỂN ĐỘNG CỦA ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ

1. Mô hình hành tinh nguyên tử

- Đến đầu thế kỉ XX, người ta vẫn cho rằng electron chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử theo những quỹ đạo tròn hay bầu dục, giống như những quỹ đạo của các hành tinh quay xung quanh Mặt Trời.

Mô hình hành tinh nguyên tử của Rutherford, Bohr và Sommerfeld

- Mô hình hành tinh nguyên tử đã có ảnh hưởng rất lớn, thúc đẩy sự phát triển lý thuyết cấu tạo nguyên tử, nhưng không đầy đủ để giải thích nhiều tính chất của nguyên tử.

2. Mô hình nguyên tử hiện đại

- Theo mô hình hiện đại, trong nguyên tử, electron chuyển động rất nhanh, không theo quỹ đạo xác định. Tuy nhiên, người ta có thể xác định được vùng không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó xác suất tìm thấy electron là lớn nhất (khoảng 90%).

Mô hình đám mây electron của nguyên tử hydrogen

 - Vùng không gian xung quanh hạt nhân tìm thấy electron có thể hình dung như một đám mây electron, được gọi là orbital nguyên tử (kí hiệu là AO, atomic orbital).

a) Hình dạng orbital nguyên tử

- Khi chuyển động trong nguyên tử, các electron có những mức năng lượng khác nhau đặc trưng cho trạng thái chuyển động của nó. Dựa trên sự khác nhau về hình dạng, sự định hướng của orbital trong nguyên tử để phân loại orbital thành orbital s, orbital p hay orbital d, orbital f.

- Các orbital s có dạng hình cầu và orbital p có dạng hình số 8 nổi.

Hình dạng AO s và AO p 

 - Một AO được biểu diễn bằng 1 ô vuông, gọi là ô orbital.

Cách biểu diễn orbital

II. LỚP VÀ PHÂN LỚP ELECTRON

Trong nguyên tử, electron được sắp xếp thành từng lớp và phân lớp theo năng lượng từ thấp đến cao.

1. Lớp electron

- Những electron ở gần hạt nhân bị hút mạnh hơn về phía hạt nhân, vì thế có năng lượng thấp hơn so với những electron ở phía xa hạt nhân.

- Các electron thuộc cùng một lớp có mức năng lượng gần bằng nhau.

- Người ta thường đánh số thứ tự lớp từ trong ra ngoài và được biểu thị bằng các số nguyên n = 1, 2, 3,.., 7 với tên gọi là các chữ cái in hoa như sau:

2. Phân lớp electron

- Các phân lớp trong mỗi lớp electron được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường, theo thứ tự s, p, d, f.

- Các electron trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau.

- Số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp (n ≤ 4).

• Lớp thứ nhất (lớp K, với n = 1) có một phân lớp, được kí hiệu là 1s.
• Lớp thứ hai (lớp L, với n = 2) có hai phân lớp, được kí hiệu là 2s và 2p.
• Lớp thứ ba (lớp M, với n = 3) có ba phân lớp, được kí hiệu là 3s, 3p và 3d.
• Lớp thứ tư (lớp N, với n = 4) có 4 phân lớp, được kí hiệu 4s, 4p, 4d và 4f.

- Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, các electron ở phân lớp p gọi là electron p.

3. Số lượng orbital trong một phân lớp, trong một lớp

 - Trong một phân lớp, các orbital có cùng mức năng lượng.

• Phân lớp s: có 1 AO s.
• Phân lớp p: có 3 AO p_x, p_y, p_z.
• Phân lớp d: có 5 AO.
• Phân lớp f: có 7 AO.

III. CẤU HÌNH ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ

- Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.

- Các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các orbital có mức năng lượng từ thấp đến cao (nguyên lí vững bền).

- Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các orbital sao cho số electron độc thân tối đa và các electron này có chiều tự quay giống nhau (quy tắc Hund).

- Cấu hình electron của nguyên tử cho biết số lớp electron, thứ tự phân lớp electron và số electron trong mỗi lớp và mỗi phân lớp.

Cấu hình electron của nguyên tử hydrogen

1. Viết cấu hình electron của nguyên tử

Bước 1: Xác định số electron trong nguyên tử.

Bước 2: Viết thứ tự các lớp và phân lớp electron theo chiều tăng của năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s ...

Bước 3: Điền các electron vào các phân lớp theo nguyên lí vững bền cho đến electron cuối cùng.

Ví dụ 1: Viết cấu hình electron của nguyên tử oxygen (Z = 8).

- Tổng số electron của nguyên tử O là 8.

- Viết thứ tự các lớp và phân lớp electron đến phân lớp 4s theo chiều tăng của năng lượng:

1s 2s 2p 3s 3p 4s ...

- Điền các electron: 1s²2s²2p⁴ (bỏ phần thừa 3s 3p 4s).

- Có thể thay 1s² bằng kí hiệu [He]. Cấu hình electron của nguyên tử O là 1s²2s²2p⁴ hoặc [He]2s²2p⁴ hoặc (2, 6).

- Electron cuối cùng điền vào phân lớp p nên oxygen là nguyên tố p.

Ví dụ 2: Viết cấu hình electron của nguyên tử potassium (Z = 19).

- Tổng số electron của nguyên tử K là 19.

- Viết thứ tự các lớp và phân lớp electron đến phân lớp 4s theo chiều tăng của năng lượng:

1s 2s 2p 3s 3p 4s ...

- Điền các electron: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.

- Có thể thay 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ bằng kí hiệu [Ar]. Cấu hình electron của nguyên tử K là 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ hoặc [Ar]4s¹ hoặc (2, 8, 8, 1).

- Electron cuối cùng điền vào phân lớp s nên potassium là nguyên tố s.

3. Biểu diễn cấu hình electron theo ô orbital

Ví dụ 3: Cấu hình electron của nguyên tử nitrogen có Z = 7: 1s²2s²2p³ có thể được biểu diễn theo ô orbital như sau:

- Hai ô orbital 1s và 2s có đủ 2 electron được biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều nhau (nguyên lí Pauli). 3 electron còn lại được sắp xếp vào 3 ô orbital 2p bằng 3 mũi tên đi lên để số electron độc thân là tối đa (quy tắc Hund).

3. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng

- Các electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hoá học cơ bản của nguyên tố (kim loại, phi kim, khí hiếm).

- Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không tham gia vào các phản ứng hoá học, đó là các nguyên tử khí hiếm (riêng He có số electron lớp ngoài cùng là 2).

- Các nguyên tố mà nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng là kim loại (trừ H, He, B).

- Các nguyên tố mà nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng thường là phi kim.

- Các nguyên tố mà nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể kim loại hoặc phi kim.

1. Lớp electron: chứa các electron có mức năng lượng gần bằng nhau.

2. Phân lớp electron: chứa các electron có mức năng lượng bằng nhau.

3. Số orbital trong một phân lớp: s (1); p (3); d (5); f (7) và số orbital trong một lớp n² (n ≤ 4).

4. Cấu hình electron của nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và quy tắc Hund.

5. Dựa vào đặc điểm về cấu hình electron lớp ngoài cùng để dự đoán tính chất hoá học cơ bản của nguyên tố.

- Nguyên tố mà nguyên tử đủ 8 electron lớp ngoài cùng là khí hiếm (trừ He).

- Nguyên tố mà nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng thường là nguyên tố kim loại.

- Nguyên tố mà nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là nguyên tố phi kim.