Bài giảng Hóa đại cương - Chương II: Cấu tạo nguyên tử - Nguyễn Minh Kha

UYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
TÓM TẮT
I. NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ
1. Nguyên tử
2. Quang phổ nguyên tử
1. Nguyên tử
Teân Kyù 
hieäu
Khoái löôïng Ñieän tích
(kg) ñvklnt (C) Töông ñoái 
ñ/v e
Ñieän töû
Proton
Neutron
e
p
n
9,1095.10
-31
1,6726.10
-27
1,6745.10
-27
5,4858.10
-4
1,007276
1,008665
–1,60219.10-19
+1,60219.10
-19
0
– 1
+ 1
0
2. Quang phổ nguyên tử
Quang phổ liên tục của ánh sáng trắng
Quang phổ vạch (Line Spectra)
Quang phổ phát xạ ngtử (atomic emission spectra)
Dãy Lyman => Tử ngoại 
(ultraviolet)
n > 1 ==> n = 1
Dãy Balmer => Khả kiến 
(visible light)
n > 2 ==> n = 2
Dãy Paschen => Hồng ngoại 
(infrared)
n > 3 ==> n = 3
II. SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1. Thuyết cấu tạo nguyên tử của John Dalton (1803)
2. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898)
3. Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)
4. Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)
5. Mẫu nguyên tử của Sommerfeld
Niels Bohr
BA TIÊN ĐỀ CỦA BOHR
 Electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo
tròn đồng tâm xác định, gọi là quỹ đạo bền.
mvr = nh/2
 Khi quay trên quỹ đạo bền electron không bức xạ
(không mất năng lƣợng).
 Năng lƣợng chỉ đƣợc phát ra hay hấp thụ khi
electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ
đạo bền khác: E = | Et - Ec | = h
ƢU ĐIỂM CỦA THUYẾT BORH
Áp dụng đúng cho hệ ng tử có 1electron, gần 
đúng cho ng tử nhiều electron.
Tính bán kính quỹ đạo, năng lƣợng, tốc độ của 
electron trên quỹ đạo bền.
Xác minh tính lƣợng tử hóa năng lƣợng của 
electron En = –13,6Z
2 /n2 [eV]
Giải thích đƣợc 
quang phổ vạch của 
ng tử .









22
2
2
42 11
 Z
2
ct nnh
mec
hhE



NHƢỢC ĐIỂM CỦA THUYẾT BORH
• Không giải thích đƣợc độ bội của quang phổ.
• Tính toán lại sử dụng đl cơ học cổ điển.
• Xem electron chuyển động trên mặt phẳng.
• Không xác định đƣợc vị trí của electron khi di chuyển 
từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác.
• Không giải thích đƣợc sự lƣợng tử hóa năng lƣợng.
• Áp dụng cho nguyên tử phức tạp chỉ cho kết quả định 
tính.
III. CẤU TRÚC LỚP VỎ 
ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO 
CƠ HỌC LƢỢNG TỬ
1. Tính lƣỡng nguyên của các hạt vi mô
2. Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám 
mây điện tử
3. Phƣơng trình sóng Schrödinger và 4 số lƣợng tử
 Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính 
chất sóng
Hệ thức L. de Broglie:
mv
h

Bản chất hạt: m, r và v xác định.
Bản chất sóng: .
1. Tính lƣỡng nguyên của các hạt vi mô
L. de Broglie
(1892-1987)
Đối với electron: 
• m = 9,1.10-28g
• v = 108cm/s ~ 100km/s
•  = 7,25.10-8cm
Đối với hạt vĩ mô: 
• m = 1g
• v = 1cm/s 
•  = 6,6.10-27cm
Ví dụ
2. Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện 
tử
a. Nguyên lý bất định Heisenberg (1927)
b. Khái niệm đám mây electron
 Không thể đồng thời xác định 
chính xác cả vị trí và tốc độ của 
hạt vi mô.
m
h
m
vx
2
. 

Ví dụ: đối với electron 
v = 108  108 cm/s
 Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của 
electron chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó 
trong không gian.
a. Nguyên lý bất định Heisenberg
0
8
828
27
A16.1cm1016.1
10101.914.32
10625.6
vm2
h
x 




 


b. Khái niệm đám mây electron
 Không thể dùng khái niệm quỹ đạo
 CHLT: khi chuyển động xung quanh hạt nhân, e đã tạo ra
một vùng không gian mà nó có thể có mặt ở thời điểm bất
kỳ với xác suất có mặt khác nhau.
 Vùng không gian = đám mây e: mật độ của đám mây  xác
suất có mặt của e.
 Theo tính toán của cơ học lƣợng tử thì đám mây electron là
vô cùng, không có ranh giới xác định.
 CHLTQuy ước: đám mây e là vùng không gian gần hạt nhân
trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của e. Hình
dạng đám mây - bề mặt giới hạn vùng không gian đó.
3. Phƣơng trình sóng Schrödinger và 4 số lƣợng tử
a. Phƣơng trình sóng Schrödinger
b. Bốn số lƣợng tử
• Số lƣợng tử chính n
• Số lƣợng tử phụ ℓ
• Số lƣợng tử từ mℓ
• Số lƣợng tử spin ms
  0
8
2
2
2
2
2
2
2
2









VE
h
m
zyx

a. Phƣơng trình sóng Schrödinger
Erwin Schrödinger
→ mô tả chuyển động của hạt vi mô 
trong trƣờng thế năng ở trạng thái 
dừng (trạng thái của hệ không thay 
đổi theo thời gian). 
a. Phƣơng trình sóng Schrödinger
E – năng lƣợng toàn phần của hạt vi mô
V - thế năng, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z
 - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển
động của hạt vi mô ở điểm x, y, z.
2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm x,
y, z.
2dV – xác suất có mặt của hạt vi mô trong thể tích dV
có tâm xyz.



0
2 1dV
a. Phƣơng trình sóng Schrödinger
 Khi giải phƣơng trình sóng Schrödinger cho các
hệ nguyên tử khác nhau ngƣời ta thấy xuất hiện
4 đại lƣợng không thứ nguyên nhƣng lại xác
định trạng thái của electron trong nguyên tử. Đó
là 4 số lƣợng tử.
 Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được
chính xác cho trường hợp hệ nguyên tử H (1
hạt nhân và 1 e). Đối với các hệ vi mô phức tạp
hơn phải giải gần đúng.
eV
n
Z
J
n
Z
Z
hn
me
E
2
2
2
2
182
222
0
4
6.1310.18,2
8
 

 











 

2
2
0 11
2
1
1
n
ll
Z
na
r
Giá trị: n = 1, 2, 3, , 
 Số lƣợng tử chính n và các mức năng lƣợng
 Xác định:
 Trạng thái năng lƣợng của electron (chỉ đúng 
đối với nguyên tử H và ion hydrogenoid)
 Kích thƣớc trung bình của đám mây electron
n 1 2 3  +
Mức năng lượng E1 E2 E3  E
 Các mức năng lƣợng
• Emin - mức cơ bản
• E>min - mức kích thích 
hc
EEE cbkt 
• Quang phổ của các ngtử là quang phổ vạch. 
• Quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trƣng 
 Quang phổ nguyên tử
Lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n
n 1 2 3 4 5 6 7
Lớp e K L M N O P Q
Giá trị: ℓ = 0, 1, , (n – 1)
Xác định:
• E của đám mây trong nguyên tử nhiều e: ℓ →
E
• Hình dạng đám mây electron
Các e có cùng cặp giá trị (n, ℓ)→xác định 1phân 
lớp e
Số lƣợng tử orbital ℓ và hình dạng đám mây e
ℓ 0 1 2 3
Phân lớp e s p d f
→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d
 Số lƣợng tử từ mℓ và các AO
 Giá trị: mℓ = 0, ±1, , ±ℓ → Cứ mỗi giá trị của ℓ có 
(2ℓ + 1) giá trị của mℓ .
 Xác định: hƣớng của đám mây trong không 
gian: Mỗi giá trị của mℓ ứng với một cách định 
hƣớng của đám mây electron 
 Đám mây electron đƣợc xác định bởi ba số lƣợng 
tử n, ℓ, mℓ đƣợc gọi là orbitan nguyên tử (AO). 
Công thức chung tính số orbital là n2
ℓ = 0  mℓ= 0 1 Orbital S
ℓ = 1  mℓ= 0, ± 1  3 orbital p
mℓ= 0mℓ = ± 1
ℓ = 2  mℓ= ± 1, ± 2, 0  5 orbital d
mℓ=0
mℓ =1
mℓ = 2
ℓ = 3  mℓ= ± 1, ± 2, ± 3, 0  7 orbital f
Số lƣợng tử spin ms
 Xác định: trạng thái chuyển động riêng 
của e – sự tự quay quanh trục của e.
 Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay 
thuận và nghịch kim đồng hồ.
 Mỗi tổ hợp n, l, ml ms tƣơng ứng 1e.
n l ml ms
Lớp e
Phân lớp e
AO
e
Nguyên tắc xác định
1. Nếu 1 điện tử có có giá trị mℓ = -2 thì giá trị nhỏ 
nhất của n và ℓ là bao nhiêu?
2. Ký hiệu nào sau đây không đúng:
3s,1p, 2d, 3f , 4g, 5h
ỨNG DỤNG
IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU 
ELECTRON
1. Trạng thái năng lượng của e trong nguyên 
tử nhiều e.
2. Các quy luật phân bố e vào ngtử nhiều e.
3. Công thức electron nguyên tử.
1. Trạng thái E của e trong ngtử nhiều e
 Giống e trong nguyên tử 1e:
Đƣợc xác định bằng 4 số lƣợng tử n, l, ml ms
Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hg của các AO 
 Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:
Năng lƣợng: phụ thuộc vào cả n và l
Lực tƣơng tác: + lực hút hạt nhân – e
+ lực đẩy e – e. 
→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm 
nhập
Hiệu ứng chắn
 Các lớp electron bên trong biến thành màn chắn 
làm yếu lực hút của hạt nhân đối với các 
electron bên ngoài.
 Hiệu ứng chắn tăng khi: 
số lớp electron tăng 
số electron tăng
Hiệu ứng xâm nhập
 Ngƣợc lại với hiệu ứng chắn: Khả năng xâm nhập 
giảm khi n và ℓ tăng
→ Thứ tự năng lƣợng của các phân lớp trong ngtử 
nhiều e:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p 
< 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f  6d
2. Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e
a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
b. Nguyên lý vững bền 
– Quy tắc Hund
– Quy tắc Klechcowski
a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
Trong 1 ngtử không thể có 2e có cùng 4 số lượng tử.
 Một AO chứa tối đa 2e có spin ngƣợc dấu.
Lớp
n
Giá 
trị l
Phân
lớp
số ph.lớp
trg lớp n
Gía trị 
ml
số AO 
trg lớp n
số e max 
trg lớp n
1 0 1s 1 0 1 2
2 0 2s 2 0 4 8
1 2p 0, 1
0 3s 0
3 1 3p 3 0, 1 9 18
2 3d 0, 1, 2
b. Nguyên lý vững bền
 Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở 
trạng thái có E min
 Quy tắc Klechcowski: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8
Điền e vào các phân lớp có (n + l) tăng dần.
Khi (n + l) = nhau: điền e vào phân mức có n 
 Quy tắc Hund: Khi e không đủ để bão hòa một 
phân mức: Emin - khi các AO được sử dụng tối 
đa
 Quy ƣớc: Điền e có spin dƣơng trƣớc, âm sau
Quy tắc thực nghiệm sắp xếp electron
n l 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)
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
Trên cùng một mũi
tên, các orbital có
cùng tổng (n+l),
từ trên xuống tổng
(n+l) tăng từ 1
đến 10
CHÚ Ý
 Cấu hình e không bền → Cấu hình e bền hơn
ns2 (n-1)d4 → ns1 (n-1)d5 (bán bão hòa, bền).
ns2 (n-1)d9 → ns1 (n-1)d10 (bão hòa, bền nhất).
Ví dụ: Z= 24; Z=29
 Từ tính: Kết quả của sự tự quay của các electron 
(spin). 
 Nghịch từ – Không có electron tự do
 Thuận từ – Có 1 hay nhiều electron tự do. 
CHÚ Ý
 Cần phân biệt hai loại phân lớp:
 Phân lớp ngoài cùng: là phân lớp có số lƣợng tử 
chính n lớn nhất trong cấu hình e nguyên tử 
 Phân lớp cuối cùng: là phân lớp chứa e cuối 
cùng có năng lƣợng cao nhất (viết theo qui tắc 
Klechkowski)
 Cấu hình e cation Mn+: tách n e ra khỏi phân lớp 
ngoài cùng của nguyên tử .
 Cấu hình e anion Xm-: nhận m e vào phân lớp cuối 
cùng của nguyên tử