Bài 3 sự chuyển động của electron trong nguyên tử

Sự chuyển động của electron trong nguyên tử.
Obitan nguyên tử.
I. Sự chuyển động của các electron trong nguyên tử.
 Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân và
không theo một quỹ đạo nào xác định.
 Khu vực xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt của electron là lớn nhất
được gọi là obitan nguyên tử. Kí hiệu obitan nguyên tử là AO.
 Có 4 loại AO là: s, p, d, f
 Obitan s có dạng hình cầu nổi, tâm là hạt nhân nguyên tử.
 Obitan p có dạng hình số 8 nổi cân xứng lần lượt nhận các trục x, y, z trong không
gian làm trục đối xứng.
 Obitan d, f có hình phức tạp.
z

z

z

x
y

x
y

Obitan s

x
y

Obitan px

z

x
y

Obitan py

Obitan pz

II. Lớp và phân lớp
Lớp
Các electron trong nguyên tử được sắp xếp thành lớp và phân lớp.
Các electron trong cùng một lớp có mức năng lượng gần bằng nhau.
Thứ tự và kí hiệu các lớp:
n
1
2
3
4
5
6
7
Tên lớp
K
L
M
N
O
P
Q

2. Phân lớp
 Là tập hợp các e có mức năng lượng bằng nhau tạo thành một phân lớp, được
tượng trưng bằng số lượng tử phụ l (còn gọi là số lượng tử orbital vì nó quyết định
hình dạng AO).
 Có 4 loại phân lớp: s, p, d, f.
l
0
1
2
3
Phân lớp tương ứng
s
p
d
f
1.




 Phân lớp s chứa tối đa 2 electron
 Phân lớp p chứa tối đa 6 electron

tương ứng 1 AO.
tương ứng 3 AO.
1










Phân lớp d chứa tối đa 10 electron
tương ứng 5 AO.
Phân lớp f chứa tối đa 14 electron
tương ứng 7 AO.
Lớp thứ nhất (lớp K, n = 1) chỉ có phân lớp 1s chứa tối đa 2 e tương ứng 1AO
Lớp thứ 2 (lớp L, n = 2) có 2 phân lớp 2s và 2 p, chứa tối đa 8 e tương ứng 4 AO.
Lớp thứ 3 (lớp M, n = 3) có 3 phân lớp 3s, 3p, 3d chứa tối đa 18 e tương ứng 9 AO.
Lớp thứ 4 (lớp N, n = 4) có 4 phân lớp 4s, 4p, 4d, 4f chứa tối đa 32 e tương ứng 16
AO.

III. Cấu hình electron trong nguyên tử
1. Mức năng lượng
 Thư tự mức năng lượng từ thấp đến cáo là: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f
5d 6p 7s ...
2. Cấu hình electron trên các phân lớp.
 Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp
khác nhau. Số electron bào mỗi phân lớp được viết là số mũ.
Ví dụ: Cl (Zn = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
3. Cấu hình electron trên các obitan nguyên tử.
a) Ô lượng tử: Mỗi AO được kí hiệu là 1 ô vuông trong đó chứa tối đa 2 electron
được kí hiêu là 2 mũi tên ngược chiều nhau.
 Nếu 1 AO chỉ chứa 1 electron thì electron đó gọi là electron độc thân.
b) Nguyên lí Pauli: Trên một obitan có thể có nhiều nhất hai electron và hai electron
này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi obitan.
c) Nguyên lí vững bền: ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần

lượt những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao.
d) Quy tắc Hun: Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên obitan sao
cho số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống
nhau.
e) Cách viết cấu hình electron trong nguyên tử:
 Cách viết cấu hình etreen các AO.
Thí dụ: Viết cấu hình electron của S (Z = 16)
Trên phân lớp: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Viết trên obitan. S có hai e độc thân.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
 Chú ý: khi e điền đầy vào 1 phân lớp gọi là phân lớp bão hòa (không còn e độc
thân). Khi e điền 1 nửa số e cực đại của 1 phân lớp thì gọi là cấu hình e bán bão
hòa (số e độc thân = số AO).
2









Cách viết cấu hình e theo lớp và phân lớp.
Xác định số electron.
Sắp xếp các electron vào phân lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng

Viết electron theo thứ tự các lớp và phân lớp.
Chú ý:
Với 20 nguyên tố đầu có cấu hình electron phù hợp với mức năng lượng từ thấp tới
cao.
 Từ nguyên tố 21 trở đi có sự chèn mức năng lượng nên cấu hình electron được viết
theo thứ tự mức năng lượng rồi sắp xếp lại theo thứ tự phân lớp.
Thí dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d6 
Sắp xếp theo mức năng lượng

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Cấu hình electron

Bài tập 1: Viết cấu hình e, sụ phân bố e vào các ô lượng tử cho biết số e độc thân
của mỗi trường hợp sau: Cl (Z = 17), Ar (Z = 18), P (Z = 15), Cr (Z = 24), Ca (Z =
20), Fe (Z = 26), Cu (Z = 29).

Bài tập 2: Viết cấu hình electron của các nguyên tố sau: Mn (Z = 25), K (Z =
4.





19), Co (Z = 27), Cu (Z = 29), Zn (Z = 30).
Đặc điểm của lớp e ngoài cùng.
Khí hiếm (trơ) có 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He có 2 e ngoài cùng).
Kim loại có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng (một vài kim loại như Sb, Bi, Po, … có
5, 6 electron lớp ngoài cùng.
Các nguyên tử có 4 e lớp ngoài cùng có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim

như Si, C.
Phi kim có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng.

3