Lý thuyết cấu trúc lớp vỏ Electron nguyên tử

Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử chính là kiến thức nền tảng để chúng ta có thể xác định vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn,từ đó giúp ta

Lý thuyết cấu trúc lớp vỏ Electron nguyên tử

Nguyên tử được cấu tạo từ hạt nhân (gồm proton và neutron) và các electron. Electron mang điện tích âm, có khối lượng rất nhỏ và luôn chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân mang điện tích dương. Nhưng liệu chúng có chuyển động một cách hỗn loạn không? Hay có một "quy luật" nào đó chi phối sự sắp xếp và chuyển động của chúng? Câu trả lời chính là cấu trúc lớp vỏ electron.

Giống như các hành tinh quay quanh mặt trời theo những quỹ đạo nhất định, các electron cũng phân bố vào các lớp, phân lớp và obitan theo những quy tắc nhất định để đạt được trạng thái năng lượng thấp nhất và bền vững nhất.

I. Các loại lớp, phân lớp và Obitan

1. Lớp Electron (Mức năng lượng chính - n)

Khái niệm: Các electron trong nguyên tử được phân bố thành từng lớp, hay còn gọi là các mức năng lượng chính (n). Mỗi lớp electron có một mức năng lượng nhất định, và lớp càng xa hạt nhân thì năng lượng của các electron trong lớp đó càng cao.

Kí hiệu: Các lớp electron được đánh số thứ tự từ 1, 2, 3, ... (tính từ trong ra ngoài, gần hạt nhân nhất là lớp 1). Ngoài ra, chúng còn được kí hiệu bằng các chữ cái in hoa: K, L, M, N, ...

Lớp 1 (n=1) là lớp K

Lớp 2 (n=2) là lớp L

Lớp 3 (n=3) là lớp M

Lớp 4 (n=4) là lớp N

...

Số electron tối đa trong một lớp: Số electron tối đa trong một lớp (n) được tính bằng công thức 2n2.

2. Phân Lớp Electron

Khái niệm: Mỗi lớp electron (trừ lớp 1) lại được chia thành các phân lớp, hay còn gọi là các mức năng lượng phụ. Các electron trong cùng một phân lớp có năng lượng gần bằng nhau.

Kí hiệu: Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường: s, p, d, f.

s: phân lớp hình cầu, năng lượng thấp nhất trong một lớp.
p: phân lớp hình số 8 nổi (hình quả tạ), năng lượng cao hơn s.
d: phân lớp có hình dạng phức tạp hơn.
f: phân lớp có hình dạng phức tạp nhất.

Số phân lớp trong một lớp: Số phân lớp trong một lớp bằng số thứ tự của lớp (n).

Lớp 1 (n=1): có 1 phân lớp (1s)
Lớp 2 (n=2): có 2 phân lớp (2s, 2p)
Lớp 3 (n=3): có 3 phân lớp (3s, 3p, 3d)
Lớp 4 (n=4): có 4 phân lớp (4s, 4p, 4d, 4f)

Số electron tối đa trong mỗi phân lớp:

Phân lớp s: tối đa 2 electron
Phân lớp p: tối đa 6 electron
Phân lớp d: tối đa 10 electron
Phân lớp f: tối đa 14 electron

3. Obitan Nguyên Tử (AO - Atomic Orbital)

Khái niệm: Obitan nguyên tử là khu vực không gian xung quanh hạt nhân nơi xác suất tìm thấy electron là lớn nhất (khoảng 90%). Mỗi obitan có hình dạng và định hướng xác định trong không gian.

Số obitan trong mỗi phân lớp:

Phân lớp s: có 1 obitan (obitan s)
Phân lớp p: có 3 obitan (obitan px, py, pz)
Phân lớp d: có 5 obitan
Phân lớp f: có 7 obitan

Số electron trong một obitan: Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron, và hai electron này phải có chiều tự quay (spin) ngược chiều nhau.

II. Nguyên lý và quy tắc điền Electron vào các Obitan

Các electron điền vào các obitan theo ba nguyên lý và quy tắc cơ bản để đạt được cấu hình electron bền vững nhất:

1. Nguyên lí vững bền (Pauli's Exclusion Principle)

Phát biểu: Trong nguyên tử, các electron sẽ lần lượt chiếm giữ các obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao.

Giải thích: Các electron có xu hướng chiếm những trạng thái năng lượng thấp nhất có thể để làm cho nguyên tử ổn định.

Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<…

Mẹo nhớ: Sử dụng giản đồ Klechkovski (giản đồ đường chéo) để xác định thứ tự.

2. Nguyên lí Pauli.

Phát biểu: Trong một obitan, chỉ có thể chứa tối đa hai electron và hai electron này phải có chiều tự quay ngược chiều nhau.

Kí hiệu: Electron được biểu diễn bằng mũi tên: ↑ (spin lên) và ↓ (spin xuống).

↑ (1 electron trong obitan)

↑↓ (2 electron trong obitan, ghép đôi)

Ý nghĩa: Nguyên lí này đảm bảo không có hai electron nào trong cùng một nguyên tử có cùng trạng thái lượng tử hoàn toàn giống nhau.

3. Quy tắc Hund.

Phát biểu: Khi điền electron vào các obitan trong cùng một phân lớp (ví dụ: các obitan p, d, f), các electron sẽ điền vào các obitan sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau (cùng chiều). Sau đó, nếu vẫn còn electron, chúng mới ghép đôi với các electron đã có nhưng có chiều tự quay ngược lại.

Giải thích: Electron mang điện tích âm nên chúng đẩy nhau. Việc ở riêng từng obitan giúp giảm thiểu lực đẩy này. Khi ở riêng, chúng có xu hướng cùng chiều spin để năng lượng bền vững hơn.

III. Viết cấu hình electron nguyên tử

Để viết cấu hình electron của một nguyên tử, ta cần biết số hiệu nguyên tử (Z) của nó, vì Z chính là số electron (trong nguyên tử trung hòa về điện).

Các bước viết cấu hình electron:

Xác định tổng số electron (bằng Z).
Điền electron theo thứ tự mức năng lượng tăng dần (nguyên lí vững bền).
Tuân thủ nguyên lí Pauli (tối đa 2e/obitan, spin ngược chiều).
Tuân thủ quy tắc Hund (tối đa electron độc thân trong cùng phân lớp, cùng chiều spin).

Ví dụ Minh Họa:

a. Nguyên tử Hydro (H), Z = 1:

Có 1 electron.

Điền vào obitan 1s.

Cấu hình electron: 1s1

[↑ ] (1s)

b. Nguyên tử Heli (He), Z = 2:

Có 2 electron.

Điền vào obitan 1s.

Cấu hình electron: 1s2

[↑↓] (1s)

c. Nguyên tử Oxi (O), Z = 8:

Có 8 electron.

Thứ tự điền: 1s2 2s 22p 4

1s 2: [↑↓]

2s 2: [↑↓]

2p 4 : Phân lớp p có 3 obitan. 3 electron đầu tiên điền vào 3 obitan riêng lẻ, cùng chiều spin. Electron thứ 4 ghép đôi vào obitan đầu tiên.

[↑↓] [↑ ] [↑ ] (2p)

Cấu hình electron đầy đủ: 1s 2 2s 2 2p 4

Oxi có 2 electron độc thân.

d.Nguyên tử Clo (Cl), Z = 17:

Có 17 electron.

Thứ tự điền: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 : 12 electron đã điền.

3p 5: Còn 5 electron. 3 electron đầu tiên điền vào 3 obitan độc thân, cùng chiều spin. 2 electron tiếp theo ghép đôi.

[↑↓] [↑↓] [↑ ] (3p)

Cấu hình electron đầy đủ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

e.Clo có 1 electron độc thân.

Nguyên tử Crom (Cr), Z = 24:

Có 24 electron.

Thứ tự điền theo mức năng lượng: 1s 2 2s 2 2p 63s 23p 6 4s 2 3d 4

Ngoại lệ: Đối với các nguyên tố họ d (chuyển tiếp), khi phân lớp d chưa bão hòa (d4 hoặc d9), có xu hướng lấy 1 electron từ phân lớp s để tạo cấu hình nửa bão hòa (d5) hoặc bão hòa (d10), vì cấu hình nửa bão hòa và bão hòa có năng lượng bền vững hơn.

4s 2 3d 4 →4s 1 3d 5

e. Cấu hình electron của Cr: 1s 22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 (đã sắp xếp lại theo lớp)

Crom có 6 electron độc thân.

Lưu ý:

Cấu hình electron lớp ngoài cùng (valence electron shell): Là các electron ở lớp có số n lớn nhất. Chúng quyết định tính chất hóa học của nguyên tố.

Cấu hình electron của ion: Đối với ion dương (cation), electron bị mất đi từ lớp ngoài cùng (hoặc lớp có năng lượng cao nhất). Đối với ion âm (anion), electron được thêm vào lớp ngoài cùng (hoặc obitan còn trống).

Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử chính là kiến thức nền tảng để chúng ta có thể xác định vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn,từ đó giúp ta hiểu sâu hơn sâu hơn về tính chất hóa học của các nguyên tố, dự đoán khả năng phản ứng và hình thành liên kết của nó.

Xem thêm:

Thành phần của nguyên tử và Nguyên tố hóa học - Hóa học 10 Chân trời sáng tạo.

Bài tập thành phần cấu tạo của nguyên tử - Hóa học 10 Chân trời sáng tạo.

Công thức tính số loại phân tử được hình thành từ các loại đồng vị | Hóa Học 10

Các dạng bài tập về đồng vị hóa học.

Cấu trúc lớp vỏ electron của nguyên tử.

Hướng dẫn cách viết cấu hình Electron nguyên tử của 30 nguyên tố đầu tiên.

Nguyên lí Pauli | Cấu trúc lớp vỏ Electron của nguyên tử.

Quy tắc Hund | Cấu trúc lớp vỏ Electron của nguyên tử.

Hướng dẫn cách viết cấu hình electron nguyên tử | Hóa 10 Chân trời sáng tạo.

Bài tập thành phần của nguyên tử | Hóa học 10 chân trời sáng tạo.

Bài tập nguyên tố hóa học chương 1 cấu tạo nguyên tử | Hóa học 10 chân trời sáng tạo.