Cấu tạo nguyên tử

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:
Tên

Ký
hiệu

Khối lượng
(kg)
đvklnt

Điện tích
(C)
Tương
đối đ/v
e
Điện
e
9,1095.1 5,4858.1

–
–1
-31
-4
tử
p
0
0
1,60219.1
+1
-19
Proton
n
1,6726.1 1,00727
0
0
-27
Neutro
0
6
+1,60219.
n
1,6745.1 1,00866
10-19
0-27
5
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
1


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

II.

2


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
(2)
Ưu điểm:
Dạng cơ bản của nguyên tử.
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.

3

– 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 = – Ec = hν
Biểu tượng nguyên tử:

+

4.Mẫu nguyên tử Sommerfeld:
Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, l, ml

4


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
r=

0
n2 h2
n2
n2
=
a
=

0
,
529
A
0
Z 4πme 2
Z
Z

 Năng lượng của electron trong nguyên
Z 2 2π 2 me 4

Z2

tử E = − n h = −13,6 n eV
 Vận tốc electron trên quỹ đạo bền:
2

2

2

Z 2πe 2 Z
Z
v=
= v0 = 2185 m / s
n h
n
n

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


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
h
 Biểu thức: λ = mv
Với
λ: Bước sóng
(µm,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
h
 Biểu thức: ∆x∆v ≥ 2πm
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
δ 2 Ψ δ 2 Ψ δ 2 Ψ 8π 2 m
( E −U )Ψ = 0
+
+ 2 +
δx 2
δy 2
δz
h2

Ψ: 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

6


Ψ2 : Xác suất tìm thấy hạt/ Mật độ electron
tại vị trí x,y,z trong không gian

7


Yêu cầu hàm sóng: Hàm sóng Ψ (x,y,z)
phải
 Chuẩn hoá ∫ ∫Ψ∫( x, y, z ) dx.dy.dz = 1
 Lieân tục
 Đơn trị
 Hữu hạn
Kết luận chung:
 Hàm số sóng Ψ của electron chứa các
số không thứ 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
 Electron có mức năng lượng gián đoạn,
giá trị các mức năng lượng của electron
đặc trưng bằng các số lương tử

8

5.2. Trạng thái electron trong nguyên tử :
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
E=−

2πme 4 Z 2
Z2
hc
( eV )
=
−
13
,
6
= hν =
2
2
2
λ
h
n
n

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
n 1 2 3 4 5
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 = Eñ – Ec = hν =

 1
1 
− 13,6 Z 2  2 − 2 
 n d nc 

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

lớp electron
n
1 2 3 4 5 6 7
Kí hiệu lớp lương tử K L M N O P
Q
9


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) Xaùc định moment động lượng của electron
trong nguyên tử
M = rmv
h
M =
l ( l = 1)
2π

c)nh 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
l
0 1 2 3 4 5
Kí hiệu phân lớp
s p d f
g h

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:
Mz = m

h
2π

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 truïc
Ms =

h
2π

s ( s + 1)
10


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

đồng hoà

11


5.2.5. Hàm sóng mô tả orbital nguyên tử –
Mây điện tử
a) Hàm sóng mô tả trong hệ toạ độ cầu
Ψ = (r, φ ,ϕ) = R(r).Θ(φ).Φ(ϕ)

b) 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 khaùc nhau

12


13


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
E=−

2πme 4 Z ' 2
Z '2
hc
( eV )
=
−
13
,
6
= hν =
2
2
2
λ
h
n*
n*

Trong đó Z’ = Z – ∑δij (xem thêm phần sau)
n
1
2
3

4
5
6
n*
1
2
3
3,7
4,0
4,4
2.Độ lớn moment động lượng: phụ thuộc
vào số lượng tử l
M = rmv
h
M =
l ( l = 1)
2π

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

h
2π

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

h
2π

s ( s + 1)

14


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.

15


d) Quy tắc Slayter
Điện tích hạt nhân hiệu dụng: Z’ = Z – ∑δ ij
Trong đó δij là hiệu ứng chắn điện tử i đối
với điện tử j.
Cách tính δij
Trình bày lại công thức dưới dạng
(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d 4f) (5s 5p) (5d
5f) …
Tính từng δij theo bảng
Vị trí
electron
chắn ei
Lớp (n+1)
ns, np
(n-1)s, (n1)p
(n-1)d, (n1)f
(n-2) trở
vào

Giá trị δij
Electron bị chắn ej Electron bị chắn ej
nằm ở ns hay np nằm ở nd hay nf

0
0
0,35
0,35
Nếu cùng 1s δij =
0,30
0,85
1,00
1,00

1,00

1,00

1,00

16


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 (Ο) 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
Phân lớp
Số OA trong phân
lớp

s
1

p
3

d

5

f
7
17


Số electron tối đa
trong phân lớp
Lớp (n)
Số phân lớp
trong lớp n ( = n)
Số OA trong lớp n
(=n2)
Số electron tối đa
trong lớp n (=2n2)

2

3

10

14

1
1

2
2

3
3

4
4

5
5

6
6

7
7

1

4

9

16

25

36

49

2

8

18

32

50

72

98

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
0

Giá tṛ l
1

2

3

1
1
7f
7p 2 7d
6f
3
4 tṛ
nhỏ trước các OA có
5
(n+l)ừ thấp đến cao
6
7
át rồi lên cao
deeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeee
eeeeeeeeeeeeeeeeeee1s
2

2s

2p

3

3s

3p

18
3d


5

5s

5p

5d

5f

6

6s

6p

6d

6f

7

7s

7p

7d

7f

Dãy thứ tự năng lượng tăng dần
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <
4d < 5p < 6s < 4f ≅ 5d < 6p < 7s

 p 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

19