Chương 2: Cấu tạo nguyên tử potx

1
CHƯƠNG 2
C
C
Ấ
Ấ
U T
U T
Ạ
Ạ
O
O
NGUYÊN
NGUYÊN
T
T
Ử
Ử
Chương
Chương
2
2
2
1.1. Mô hình Thomson
1.2. Mô hình Rutherfor
1.3. Mô hình Borh
1.4. Mô hình AO (Atomic Obitan)
1. Lịch sử thuyết cấu tạo nguyên tử
3
 Thuyết cấu nguyên tử của
Thompson 1903.

 Theo Thompson, nguyên tử
là một qủa cầu bao gồm các
điện tích dương phân bố
đồng đều trong toàn thể
tích, điện tích dương được
trung hòa bởi các electron
có kích thước không đáng
kể.
 Thuyết không giải thích
được tại sao các điện tích
âm và dương trong cùng
thể tích nguyên tử lại
không hút nhau để trung
hoà.
1.1. Mô hình Thomson
4
1911, Rutherford đã đưa ra
mẫu hành tinh nguyên tử đầu
tiên:
“Electron quay chung quanh
hạt nhân nguyên tử giống như
hành tinh quay xung quanh
mặt trời”.
Nhược điểm của mẫu nguyên tử
này là không giải thích được
tính bền của nguyên tử.
1.2. Mô hình Rutherfor (1871-1937)
5
• Nguyên tử trung hòa điện nên số điện tử có
trong nguyên tử bằng với điện tích hạt nhân

nguyên tố.
• Mỗi nguyên tử gồm hạt nhân mang điện tích
dương có kích thước nhỏ (bán kính khoảng
10
-15
m) so với kích thước nguyên tử (bán
kính khoảng 10
-10
m). Khối lượng nguyên tử
tập trung chủ yếu ở hạt nhân. Xung quanh
hạt nhân là các điện tử chuyển động trên các
quỹ đạo khác nhau.
1.2. Mô hình Rutherfor (1871-1937)
6
m
p
= 1,67.10
-27
kg
m
n
= 1,675.10
-27
kg
m
e
= 9,11.10
-31
kg
m

p
= 1836 m
e
 Vật chất =  Phần tử rất nhỏ → Nguyên tử
 Nguyên tử = Hạt nhân (Proton + Nơtron) + Điện tử
 Tích điện (+) (0) (-)
1.2. Mô hình Rutherfor (1871-1937)
7
Cấu tạo nguyên tử Cacbon
8
1.3. Mô hình Borh - 1913
Ba định đề của Bohr
 Electron chỉ quay trên một số
quỹ đạo nhất định, ứng với một
năng lượng xác định (quỹ đạo
dừng)
 Khi quay trên quỹ đạo dừng
electron không mất năng lượng.
 Nguyên tử phát ra hay hấp thụ
năng lượng khi electron nhảy từ
quỹ đạo dừng này sang quỹ đạo
dừng khác.
9
Thành công của thuyết Bohr
 Giải thích một số đặc trưng của phổ H:
 Tính toán dãy Balmer và các dãy phổ khác
 Tính toán giá tri R
H
phù hợp với thực nghiệm
 Đưa ra một số biểu thức về bán kính nguyên tử

 Dự đoán mức năng lượng của nguyên tử H
 Có thể mở rộng với những nguyên tử giống H
 Nguyên tử 1 electron
 Ze
2
được thay cho e
2
trong phương trình
 Z là điện tích của nguyên tố
1.3. Mô hình Borh
10
- Nghiên cứu bằng các thiết bị quang phổ
hiện đại cho thấy rằng quang phổ của
nguyên tử hyđro có số vạch nhiều hơn số
vạch tiên đoán theo thuyết Bohr. Máy
quang phổ hiện đại cho thấy mổi vạch tách
làm 2 vạch.
- Khi đặt nguyên tử trong điện trường hay từ
trường số vạch quang phổ còn tăng nhiều
hơn nữa (hiệu ứng Ziman). Thuyết Borh
không thể giải thích được các hiện tượng
vừa nêu.
Nhược điểm của mẫu nguyên tử Bohr
1.3. Mô hình Borh
11
1.4. Mô hình AO
Tính chất sóng hạt của ánh sáng
 Tính chất hạt
• Hiện tượng quang điện
• Hiện tượng compton

 Tính chất sóng
• Hiện tượng giao thoa
• Hiện tượng nhiễu xạ
12
 Bản chất hạt của ánh sáng thể hiện ở hiệu
ứng quang điện:
E = hν (1)
 Năm 1903 Einstein tìm ra hệ thức:
E = mc
2
(2)
 Từ (1) và (2) ta có:
m = h ν/c
2
tức là ánh sáng cũng có một khối lượng do đó
có tính hạt.
Tính chất hạt
1.4. Mô hình AO
13
Ánh sáng truyền
đi không gian với
vận tốc c, bước
sóng λ tần số ν.
Khi đó:
c = λ.ν
Tính chất sóng
1.4. Mô hình AO
14
Tổng hợp
Phương trình thể hiện bản chất

sóng – hạt của ánh sáng
mc
h

1.4. Mô hình AO
15
Giả thuyết De Broglie
Electron cũng như các vật chất vi mô đều
có bản chất sóng – hạt đối với chúng hệ
thức sau đây phải thỏa mãn:
1924, Louis De Broglie đưa ra giả thuyết:
mv
h

1.4. Mô hình AO
16
W. Heisenberg
W. Heisenberg
1901
1901
-
-
1976
1976
Nguyên lý bất định của Heisenberg
1.4. Mô hình AO
Không thể xác định chính xác đồng
thời vị trí và tốc độ của hạt vi mô.
m
h

xv

2
. 
Δ
Δ
v:
v:
đ
đ
ộ
ộ
b
b
ấ
ấ
t
t
đ
đ
ị
ị
nh
nh
v
v
ề
ề
t
t

ố
ố
c
c
đ
đ
ộ
ộ
Δ
Δ
x:
x:
đ
đ
ộ
ộ
b
b
ấ
ấ
t
t
đ
đ
ị
ị
nh
nh
v
v

ề
ề
v
v
ị
ị
tr
tr
í
í
17
Ví dụ đối với vi mô m= 10
-27
g, chuyển động
với độ chính xác tốc độ v = 10
8
cm thì độ
bất định về vị trí nhỏ nhất x sẽ là:
Độ sai số xác định vị trí là quá lớn so với
kích thước bản thân nguyên tử. Tóm lại nếu
xác định chính xác vị trí hạt vi mô thì không
thể xác định chính xác tốc độ của nó và
ngược lại. Thay vào đó người ta chỉ nói xác
xuất tìm thấy electron (hay các hạt vi mô
khác) tại một thời điểm nào đó.
0
8
828
27
6,110.6,1

10.10.1,9.14,3.2
10.625,6
.2
Acm
vm
h
x 






Nguyên lý bất định của Heisenberg
1.4. Mô hình AO
18
Phương trình sóng Schrodinger mô tả
chuyển động của các hạt vi mô trong trường
thế năng U của hệ không thay đổi theo thời
gian (hệ ở trạng thái dừng).
Dạng cơ bản của phương trình sóng
Schrodinger trong toạ độ vuông góc( toạ độ
Descartes):



EU
zyxm
h



















2
2
2
2
2
2
2
2
8



E

H
^
Phương trình Schrodinger
Viết gọn:
1.4. Mô hình AO
19
là toán tử
Laplace
U
m
h
H 

2
2
8

2
2
2
2
2
2
zyx 









Trong đó:
là toán tử Hamilton
h : hằng số Plank
U : thế năng
E : năng lượng tòan phần
x, y, z : tọa độ của hạt
1.4. Mô hình AO
Phương trình Schrodinger
20
 là hàm sóng mô tả trạng thái hạt trong
toạ độ x,y,z. Hạt có khối lượng m hàm
sóng có thể là hàm thực hay hàm phức.
Giá trị  (x,y,z) 
2
dxdydz cho biết xác
suất tìm thấy hạt trong nguyên tố thể
tích dv = dxdydz.
Xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ
không gian bằng 1 nên:
 
1dxdydzz,y,x
2




2.2.1.4. Phương trình Schrodinger
Phương trình Schrodinger

1.4. Mô hình AO
21
Giải phương trình Schrodinger để tìm ra hàm ψ
và năng lượng E  xác định trạng thái của hạt vi
mô.
•
•
M
M
ỗ
ỗ
i
i 
ứ
ứ
ng
ng
v
v
ớ
ớ
i
i
m
m
ộ
ộ
t
t
ORBITAL

ORBITAL
—
—
v
v
ù
ù
ng
ng
không
không
gian
gian
t
t
ì
ì
m
m
th
th
ấ
ấ
y
y
electron.
electron.
•
• 
không

không
mô
mô
t
t
ả
ả
ch
ch
í
í
nh
nh
x
x
á
á
c
c
v
v
ị
ị
tr
tr
í
í
c
c
ủ

ủ
a
a
electron.
electron.
•
• 
2
2
cho
cho
bi
bi
ế
ế
t
t
x
x
á
á
c
c
su
su
ấ
ấ
t
t
t

t
ì
ì
m
m
th
th
ấ
ấ
y
y
electron
electron
t
t
ạ
ạ
i
i
m
m
ộ
ộ
t
t
v
v
ị
ị
tr

tr
í
í
x
x
á
á
c
c
đ
đ
ị
ị
nh
nh
.
.

1

2

3

4

n
E
1
E

2
E
3
E
4
E
n
Mục tiêu:
1.4. Mô hình AO
Phương trình Schrodinger
22
1.4. Mô hình AO
Phương trình Schrodinger
4 số lượng tử
Số lượng tử chính: n
Số lượng tử phụ: l
Số lượng tử từ: m
l
Số lượng tử spin: m
s
Giải phương trình  ta được 4 nghiệm số (4 số lượng tử)
đặc trưng cho cấu trúc nguyên tử
23
2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử
a. Số lượng tử chính (n)
222
42
n
1
6,13

h
n
me2
E 


1.4. Mô hình AO
Xác định năng lượng của electron
Giá trị: n = 1, 2, 3…, 
n càng lớn  E electron càng lớn
 Kích thước AO càng lớn
24
n cho biết số điện tử tối đa có trong một mức năng lượng là 2n
2
.
2 x 1
2
= 2
2 x 2
2
= 8
2 x 3
2
= 18
2 x 4
2
= 32

2n
2

1
2
3
4

Số điện tử cực đạiCông thức chungMức năng lượng
a. Số lượng tử chính (n)
1.4. Mô hình AO
……4321Chu kỳ
……NMLKLớp
……4321n
25
2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử
Giá trị: l = 0, 1, 2, 3, 4, ,n – 1 tức là có n giá trị.
l = 0, AO tương ứng gọi là s
l = 1, AO tương ứng gọi là p
l = 2, AO tương ứng gọi là d
l = 3, AO tương ứng gọi là f
b. Số lượng tử phụ (l)
1.4. Mô hình AO
Giá trị l đặc trưng cho hình dáng AO
……
fdps
Phaân lôùp
……3210l