Chuong 1

9/8/2014
1
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
 Chương 1
General Chemistry Chapter 1 2
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.1 Nguyên tử và quang phổ nguyên tử (tự đọc)
1.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr (tự đọc)
1.3 Thuyết cấu tạo nguyên tử theo cơ học
lượng tử.
Ba luận điểm cơ sở dùng khảo sát cấu trúc
lớp vỏ electron trong nguyên tử:
1. Tính chất sóng – hạt.
2. Nguyên lý bất định Heisenberg.
3. Phương trình sóng Schrodinger
Thuyết CTNT theo cơ học lượng tử
Tính chất Sóng - hạt:
Từ các phương trình:
=h/(mC)
PT thể hiện tính chất sóng và hạt
E=h
E=mC2
C=
Photon là một hạt có khối lượng m khi chuyển động với
vận tốc C sẽ tạo nên sóng truyền đi với bước sóng  .
 Nguyên lý bất định Heisenberg:
Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ
của hạt vi mô (electron, photon, proton…).
2 m
h
m
Δx Δv

  
h
x: Độ bất định về vị trí
v: Độ bất định về tốc độ
(E V)ψ 0
h
8π m
z
ψ
y
ψ
x
ψ
2
2
2
2
2
2
2
2
  








m: khối lượng hạt vi mô
h: hằng số Planck
E: năng lượng toàn phần của hạt vi mô
V: Thế năng tại tọa độ (x, y, z)
: Hàm sóng mô tả sự chuyển động của hạt vi mô ở điểm có tọa độ x, y, z.
2: Cho biết mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô.
=?
 Phương trình sóng Schrodinger:

9/8/2014
2
 Phương trình sóng Schrodinger:
 Cấu tạo nguyên tử, phân tử được xây dựng trên
cơ sở giải phương trình sóng Schrodinger.
 Phương trình sóng Schrodinger mô tả sự
chuyển động của các hạt vi mô trong trường
thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ
không thay đổi theo thời gian.
Áp dụng phương trình sóng cho ng.tử Hydro:
4π r
e
V
0
2

Thế năng của electron trong nguyên tử hydro:  
Phương trình sóng Schrodinger có dạng:
)ψ 0
4
e
(E
h
8π m
z
ψ
y
ψ
x
ψ
H
0
2
2
2
2
H
2
2
H
2
2
H
2
  








 r
H: Hàm sóng mô tả sự chuyển động của electron trong nguyên tử hydro
(2.19)
Trạng thái electron trong ng.tử 1 electron
Kết quả của phương trình sóng H (2.19):
(r, , ) = R (r) () ()
R (r) = f1 (n, l)
() = f2 (l, ml)
() =f 3 (ml)
n, l, ml là các số lượng tử
 Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
hydro được xác định bởi 3 số lượng tử n, l, ml.
Trạng thái electron trong ng.tử 1 electron
Khi chuyển động xung quanh
hạt nhân ng.tử, electron đã taọ
nên vùng không gian bao quanh
hạt nhân mà nó có thể có mặt ở
bất kỳ thời điểm nào với xác
suất có mặt khác nhau.
Đám mây electron
Theo quan điểm của cơ học lượng tử:
Đám mây electron:
• Là vùng không gian gần hạt
nhân, trong đó xác xuất có mặt
electron chiếm khoảng 90%.
• Hình dạng được xác định bởi
bề mặt tạo thành từ các điểm
có mật độ xác xuất (2) có mặt
bằng nhau.
Đám mây electron (tt)
Có 4 số lượng tử để biểu thị trạng thái của
electron trong nguyên tử: n, l, ml và ms
1. Số lượng tử chính n
2. Số lượng tử orbital l
3. Số lượng tử từ ml
4. Số lượng tử spin ms
Các số lượng tử

9/8/2014
3
 Số lượng tử chính n xác định trạng thái năng
lượng của electron nguyên tử.
Với n là số nguyên dương n = 1-
 Ở điều kiện bình thường, electron ở trạng thái
năng lượng thấp nhất E1 (n=1, mức cơ bản), khi
electron ở mức khác còn gọi là mức kích thích.
E1<E2<E3…<En
2 2
0
4 2
2 8ε h
me Z
n
1
E   
Phương trình năng lượng của
ng.tử 1 electron:
Số lượng tử chính (n).
(Số lớp electron, Principal Quatum Number.)
Các electron trong cùng 1 lớp có cùng 1 ký hiệu
gọi là lớp lượng tử.
Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7
Ký hiệu lớp lượng tử K L M N O P Q
Số lượng tử chính n xác định kích thước đám mây
electron
Số lượng tử chính (n).
(Số lớp electron, Principal Quatum Number.)
Số lượng tử orbital l biểu thị hình dạng các
đám mây electron
l = 0(n-1)
Ví dụ: n=1  l = 0
n=2  l = 0, 1
n=3  l = 0, 1, 2
Số lượng tử Orbital (l).
Và hình dạng các đám mây electron.
Số lượng tử opital l : 0 1 2 3 4 5
Ký hiệu lớp electron: s p d f g h
Trạng thái năng lượng của electron được đặc trưng
bằng giá trị của l là phân mức năng lượng.
l càng lớn thì phân mức năng lượng càng cao.
Es<Ep<Ed<Ef<Eg<Eh
Số lượng tử Orbital (l).
Và hình dạng các đám mây electron.
+
+
- +
+
-
-
1. Ở trạng thái s (l =0) đám mây
electron có dạng hình cầu
2. Ở trạng thái p (l =1) đám mây electron có dạng 2 khối
cầu tiếp xúc nhau.
Hình dạng đám mây electron
3. Ở trạng thái d (l =2) đám mây electron có
dạng 4 khối cầu tiếp xúc nhau
Hình dạng đám mây electron

9/8/2014
4
General Chemistry
19
Chapter 1
Số lượng tử từ ml : Đặc trưng cho sự định hướng các orbital nguyên tử trong từ trường.
Số lượng tử từ ml : ml= 0, 1, 2…  l
Ví dụ: l =0  ml = 0
l =1  ml = -1, 0, +1
l =2  ml = -2, -1, 0, +1, +2
Mỗi phân mức năng lượng có (2l+1) kiểu định hướng khác nhau của đám mây electron trong không gian.
Số lượng tử từ ml (Magnetic Quantum Number ) và các orbital nguyên tử.
General Chemistry
20
Chapter 1
Sự định hướng khác nhau trong không gian của các đám mây e xảy ra là do tương tác của từ trường e và từ trường ngoài tác dụng lên nguyên tử.
Vì vậy số lượng tử ml được gọi là số lượng tử từ.
Số lượng tử từ ml (Magnetic Quantum Number ) và các orbital nguyên tử.
General Chemistry
21
Chapter 1
Các orbital và các số lượng tử
General Chemistry
22
Chapter 1
- Số lượng tử spin xác định trạng thái chuyển động riêng của electron.
- Trạng thái chuyển động riêng của electron được giải thích bằng sự tự quay của electron quanh trục của nó.
- Trạng thái riêng của electron chỉ có 2 giá trị:
- ms= +½, ms= -½
Số lượng tử spin ms
General Chemistry
23
Chapter 1
n
l
Orbital
ml
ms
e- toái ña (2n2)
1
0
1s
0
+1/2 , -1/2
2
2
0
1
2s
2p
0
-1, 0, +1
+1/2 , -1/2
2
6
3
0
1
2
3s
3p
3d
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
+1/2 , -1/2
2
6
10
4
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+1/2 , -1/2
2
6
10
14
Bốn số lượng tử n, l, ml, ms xác định trạng thái của electron trong nguyên tử
Tóm Tắt
General Chemistry
24
Chapter 1
Orbital nguyên tử là vùng không gian bao gồm toàn bộ các vị trí của electron trong nguyên tử.
Số orbital: n2
Orbital nguyên tử

9/8/2014
5
General Chemistry
25
Chapter 1
•Trạng thái của electron cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, ℓ, ml, ms.
•Trạng thái năng lượng phụ thuộc vào số lượng tử n và ℓ.
•Trạng thái năng lượng của electron bị ảnh hưởng bởi lực đẩy giữa các electron. Tương tác giữa các electron tạo nên hai hiệu ứng:
1.Hiệu ứng xâm nhập
2.Hiệu ứng chắn
Nguyên tử nhiều electron & Cấu hình electron của nguyên tử.
General Chemistry
26
Chapter 1
Do lực đẩy của e bên trong với các e bên ngoài làm giảm lực hút của hạt nhân với e bên ngoài.
Độ giảm lực hút S = Z - Z*
Z là lực hút của hạt nhân
Z* là điện tích hiệu dụng, Z*< Z
S: hằng số chắn, hiệu ứng chắn
1. Hiệu Ứng Chắn
General Chemistry
27
Chapter 1
Quy tắc tính S: Viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng các nhóm: (1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s5p)… 1. Electron trên các orbital (ns, np):
Các e- bên ngoài nhóm này không có tác dụng chắn đáng kể.
Các e- còn lại của nhóm (ns np): mỗi electron đóng góp 0.35 đơn vị proton.
Các e- ở lớp (n-1): mỗi electron đóng góp 0.85 đvị proton.
Tất cả các electron ở lớp (n-2) và sâu hơn: mỗi electron đóng góp 0.85 đơn vị proton.
Phương pháp xác định hằng số chắn
General Chemistry
28
Chapter 1
2. Đối với electron trên các orbital nd, nf.
Áp dụng quy tắc 1a, 1b.
Đối với tất cả các electron bên trong nhóm (nd) hay (nf): mỗi electron đóng góp 1 đơn vị proton.
Đối với electron trên orbital 1s: Electron còn lại trên orbital này gây hiệu ứng chắn đối với electron khảo sát là 0.3 đơn vị proton.
Phương pháp xác định hằng số chắn
General Chemistry
29
Chapter 1
Ví dụ: Tính S và Z* đối với electron 4s, 3d, 2p, 1s của nguyên tử Zn.
Viết cấu hình electron của Zn (Z=30):
(1s)2 (2s2p)8 (3s3p)8 (3d)10 (4s)2
* Đối với electron 4s: S= (2-1)0.35+ (10+8)0.85 + (8+2)1 =25.65  Z*=Z-S=4.35
* Đối với electron 3d:
S= (10-1)0.35+ (8+8+2)1 =21.25 Z*=Z-S=8.75
* Đối với electron 2p:
S= (8-1)0.35+ (2)0.85 =4.15 Z*=Z-S=25.85
* Đối với electron 1s:
S= 0.3 Z*=Z-S=29.7
General Chemistry
30
Chapter 1
Đặc trưng cho khả năng các e ở lớp bên ngoài có thể xâm nhập vào vùng gần hạt nhân.
Nếu e càng xâm nhập mạnh thì lực hút càng mạnh, E càng thấp.
Khả năng xâm nhập của e giảm dần theo chiều tăng của n và ℓ. ns > np> nd > nf
Công thức electron theo thực nghiệm:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d…..
Hiệu ứng xâm nhập

9/8/2014
6
General Chemistry
31
Chapter 1
-Nguyên lý vững bền
-Nguyên lý Pauli
-Quy tắc Hund
-Quy tắc Kleshkovski
-Quy tắc thực nghiệm sắp xếp electron
QUY LUẬT
Sắp xếp electron trong nguyên tử
General Chemistry
32
Chapter 1
Trạng thái bền vững nhất của e trong nguyên tử là trạng thái ứng với năng lượng nhỏ nhất.
 Electron phải chiếm từ các AO có năng lượng thấp mới đến các AO có năng lượng cao.
Nguyên lý vững bền
General Chemistry
33
Chapter 1
1. The largest energy gap is between the 1s and 2s orbital
2. The gap between np and (n+1)s is fairly large.
3. The gap between (n-1)d and ns is quite small.
4. The gap between (n-2)f and ns is even smaller.
Nguyên lý vững bền
General Chemistry
34
Chapter 1
Lưu ý: Trong nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4 số lượng tử.
 Do đó nếu 2 electron trong cùng 1 orbital phải có số spin ngược nhau.
Nguyên lý loại trừ Pauli
General Chemistry
35
Chapter 1
Ví dụ: (He, Z=2)
Soá löôïng töû
n
l
ml
s
e1
1
0
0
1/2
e2
1
0
0
-1/2
2 electron trên cùng 1 orbital (spin khác nhau) gọi là electron ghép đôi
1 electron trên 1 orbital gọi là elecron độc thân.
Nguyên lý loại trừ Pauli (tt)
General Chemistry
36
Chapter 1
Ví dụ: Trong các trường hợp sau, trường hợp nào phù hợp và không phù hợp theo nguyên lý loại trừ Pauli? Giải thích.
Nguyên lý loại trừ Pauli (tt)

9/8/2014
7
General Chemistry
37
Chapter 1
Trạng thái bền của nguyên tử ứng với sự sắp xếp e sao cho trong một phân mức năng lượng có giá trị tuyệt đối của tổng spin là cực đại
 Số e độc thân trong một phân lớp là cực đại
Ví dụ: Sự sắp xếp của electron trong Orbital nguyên tử, Z=7 (Nitơ)
1s
2s
2p
Quy tắc Hund
General Chemistry
38
Chapter 1
General Chemistry
39
Chapter 1
General Chemistry
40
Chapter 1
Quy tắc 1: Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử theo thứ tự từ những orbital có tổng giá trị (n+ℓ) nhỏ đến (n+ℓ) lớn hơn.
Quy tắc Kleshkovski
General Chemistry
41
Chapter 1
Ví dụ 1: Sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử với Z=11
Phân tích:
Z=10, sự sắp xếp electron như sau: 1s22s22p6
Vậy, khi Z=11, electron thứ 11 sẽ xếp vào AO 3s hay 3p?
Theo Kleshkovski: AO 3s: n=3, ℓ=0  (n+ℓ)=3
AO 3p: n=3, ℓ=1  (n+ℓ)=4
 Vậy electron thứ 11 sẽ xếp vào AO 3s
1s22s22p63s1
Quy tắc Kleshkovski (tt)
General Chemistry
42
Chapter 1
Quy tắc 2:
Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử có tổng giá trị hai số lượng tử (n+ℓ) như nhau sẽ xảy ra theo hướng tăng dần giá trị số lượng tử chính n.
Quy tắc Kleshkovski (tt)

9/8/2014
8
General Chemistry
43
Chapter 1
Ví dụ 2: Sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử với Z=22
Phân tích:
Theo quy tắc 1: Z=20, sự sắp xếp electron như sau: 1s22s22p63s23p64s2
Khi Z=21 hoặc 22, electron thứ 21 sẽ xếp vào AO 3d hay 4p hay 5s? (vì (n+l)=5)
Theo quy tắc 2: Electron sắp xếp vào các AO nhỏ trước  3d
 Sự sắp xếp các electron như sau:
1s22s22p63s23p64s23d2
Quy Tắc Kleshkovski (tt)
General Chemistry
44
Chapter 1
Ngoại lệ: Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử với Z=57 và Z=58 không tuân theo quy tắc Kleshkovski
Phân tích:
Theo quy tắc kleshkovski:
Z=56: 1s22s22p63s23p64s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Khi Z=57 …6s2 5d1
Khi Z=58  … 6s2 4f2,
Quy Tắc Kleshkovski (tt)
General Chemistry
45
Chapter 1
l=
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
n=1
1s
2
2s
2p
3
3s
3p
3d
4
4s
4p
4d
4f
5
5s
5p
5d
5f
6
6s
6p
6d
6f
7
7s
7p
7d
7f
Quy Tắc Thực Nghiệm sắp xếp electron
General Chemistry
46
Chapter 1
Ví dụ :
Trường hợp nào được chấp nhận đối với các số lượng tử của 1 electron trong nguyên tử. Giải thích.
General Chemistry
47
Chapter 1
General Chemistry
48
Chapter 1

9/8/2014
9
General Chemistry
49
Chapter 1

Chuong 1

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Viewers also liked

Viewers also liked (20)

Similar to Chuong 1

Similar to Chuong 1 (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (19)

Chuong 1