chuong 2 nguyen tu

Chƣơng II CẤU TẠO NGUN TỬ Giảng viên: Nguyễn Minh Kha TĨM TẮT I NGUN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUN TỬ II SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUN TỬ III CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUN TỬ THEO CƠ HỌC LƢỢNG TỬ IV NGUN TỬ NHIỀU ELECTRON I NGUN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUN TỬ Ngun tử Quang phổ ngun tử Ngun tử Tên Ký hiệu Khối lượng (kg) đvklnt Điện tích (C) Tương đối đ/v e Điện tử e 9,1095.10-31 5,4858.10-4 –1,60219.10-19 –1 Proton p 1,6726.10-27 1,007276 +1,60219.10-19 +1 Neutron n 1,6745.10-27 1,008665 0 Quang phổ ngun tử Quang phổ liên tục ánh sáng trắng Quang phổ vạch (Line Spectra) Quang phổ phát xạ ngtử (atomic emission spectra) Dãy Lyman => Tử ngoại (ultraviolet) n > ==> n = Dãy Balmer => Khả kiến (visible light) n > ==> n = Dãy Paschen => Hồng ngoại (infrared) n > ==> n = II SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUN TỬ Thuyết cấu tạo ngun tử John Dalton (1803) Thuyết cấu tạo ngun tử Thompson (1898) Mẫu hành tinh ngun tử Rutherford (1911) Mẫu ngun tử theo Bohr (1913) Mẫu ngun tử Sommerfeld BA TIÊN ĐỀ CỦA BOHR  Electron quay quanh nhân quỹ đạo tròn đồng tâm xác định, gọi quỹ đạo bền mvr = nh/2  Khi quay quỹ đạo bền electron khơng xạ (khơng lƣợng)  Năng lƣợng đƣợc phát hay hấp thụ electron chuyển từ quỹ đạo bền sang quỹ đạo bền khác: E = | Et - Ec | = h Niels Bohr ƢU ĐIỂM CỦA THUYẾT BORH Áp dụng cho hệ ng tử có 1electron, gần cho ng tử nhiều electron Tính bán kính quỹ đạo, lƣợng, tốc độ electron quỹ đạo bền Xác minh tính lƣợng tử hóa lƣợng electron En = –13,6Z22 /n42 [eV] c 2 me  1    E  h  h   Z  2 n   h2 n c   t Giải thích đƣợc quang phổ vạch ng tử ℓ =  mℓ= ± 1, ± 2, ± 3,  orbital f Số lƣợng tử spin ms  Xác định: trạng thái chuyển động riêng e – tự quay quanh trục e  Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận nghịch kim đồng hồ  Mỗi tổ hợp n, l, ml ms tƣơng ứng 1e Ngun tắc xác định n l ml Lớp e Phân lớp e AO e ms ỨNG DỤNG Nếu điện tử có có giá trị mℓ = -2 giá trị nhỏ n ℓ bao nhiêu? Ký hiệu sau khơng đúng: 3s,1p, 2d, 3f , 4g, 5h IV NGUN TỬ NHIỀU ELECTRON Trạng thái lượng e ngun tử nhiều e Các quy luật phân bố e vào ngtử nhiều e Cơng thức electron ngun tử Trạng thái E e ngtử nhiều e  Giống e ngun tử 1e: Đƣợc xác định số lƣợng tử n, l, ml ms Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hg AO  Khác ngun tử 1e nhiều e: Năng lƣợng: phụ thuộc vào n l Lực tƣơng tác: + lực hút hạt nhân – e + lực đẩy e – e → Xuất hiệu ứng chắn hiệu ứng xâm nhập Hiệu ứng chắn  Các lớp electron bên biến thành chắn làm yếu lực hút hạt nhân electron bên ngồi  Hiệu ứng chắn tăng khi: số lớp electron tăng số electron tăng Hiệu ứng xâm nhập  Ngƣợc lại với hiệu ứng chắn: Khả xâm nhập giảm n ℓ tăng → Thứ tự lƣợng phân lớp ngtử nhiều e: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f  6d Các quy luật phân bố electron vào ngun tử nhiều e a Ngun lý ngoại trừ Pauli b Ngun lý vững bền – Quy tắc Hund – Quy tắc Klechcowski a Ngun lý ngoại trừ Pauli Trong ngtử khơng thể có 2e có số lượng tử  Một AO chứa tối đa 2e có spin ngƣợc dấu Lớp Giá trị l n Phân số ph.lớp Gía trị lớp trg lớp n ml 1s 0 2s 2p 3s 3p 3d số AO trg lớp n số e max trg lớp n 18 0, 1 0, 1 0, 1, 2 b Ngun lý vững bền  Trong điều kiện bình thường ngun tử phải trạng thái có E  Quy tắc Klechcowski: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 3 4 5 6 7 7 8 Điền e vào phân lớp có (n + l) tăng dần Khi (n + l) = nhau: điền e vào phân mức có n   Quy tắc Hund: Khi e khơng đủ để bão hòa phân mức: Emin - AO sử dụng tối đa  Quy ƣớc: Điền e có spin dƣơng trƣớc, âm sau Quy tắc thực nghiệm xếp electron n l (s) (p) (d) (f) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f Trên mũi tên, orbital có tổng (n+l), từ xuống tổng (n+l) tăng từ đến 10 CHÚ Ý  Cấu hình e khơng bền ns2 (n-1)d4 ns2 (n-1)d9 → → → Cấu hình e bền ns1 (n-1)d5 (bán bão hòa, bền) ns1 (n-1)d10 (bão hòa, bền nhất) Ví dụ: Z= 24; Z=29  Từ tính: Kết tự quay electron (spin)  Nghịch từ – Khơng có electron tự  Thuận từ – Có hay nhiều electron tự CHÚ Ý  Cần phân biệt hai loại phân lớp:  Phân lớp ngồi cùng: phân lớp có số lƣợng tử n lớn cấu hình e ngun tử  Phân lớp cuối cùng: phân lớp chứa e cuối có lƣợng cao (viết theo qui tắc Klechkowski)  Cấu hình e cation Mn+: tách n e khỏi phân lớp ngồi ngun tử  Cấu hình e anion Xm-: nhận m e vào phân lớp cuối ngun tử [...]... (chỉ đúng đối với nguyên tử H và ion hydrogenoid)  Kích thƣớc trung bình của đám mây electron 2 2 me 4 Z Z 2 18 E   2 2 2 Z  2, 18.10 J  13.6 2 eV 2 8 0 n h n n a0 n  1  l l  1  r 1  1   2  Z  2 n  2  Giá trị: n = 1, 2, 3, …,   Các mức năng lƣợng n 1 2 3 … + Mức năng lượng E1 E2 E3 … E • Emin - mức cơ bản hc E  E kt  Ecb  • E>min - mức kích thích   Quang phổ nguyên... = 6,6.10 -27 cm 7 ,25 .10-8cm 2 Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử a Nguyên lý bất định Heisenberg (1 927 ) b Khái niệm đám mây electron a Nguyên lý bất định Heisenberg  Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô  h x.v   m 2 m Ví dụ: đối với electron v = 108  108 cm/s 0 h 6. 625 10 27 8 x    1 16  10 cm  1.16 A  28 8 2 mv 2  3.14...  V   0 2 2 2 2 x y z h 2 2 2 2 → 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) Erwin Schrödinger 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... electron: gồm các e có cùng giá trị n n Lớp e 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q Số lƣợng tử orbital ℓ và hình dạng đám mây e 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 0 1 2 3 ℓ 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... giá trị của ℓ có (2 + 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 = ± 1 m ℓ= 0 ℓ = 2  mℓ= ± 1, ± 2, 0  5 orbital... 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 1 Tính lƣỡng nguyên của các hạt vi mô  Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính chất sóng Bản chất hạt: m, r và v xác định Bản chất sóng:  Hệ thức L de Broglie: h  mv L de Broglie (18 92- 1987) Ví dụ Đối với electron: Đối với hạt vĩ mô: • m = 9,1.10 -28 g • m = 1g • v... orbital d mℓ =1 mℓ = 2 mℓ=0 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 Nguyên tắc xác định n l ml Lớp e Phân lớp e AO e ms ỨNG DỤNG 1 Nếu 1 điện tử có có giá trị mℓ = -2 thì giá trị nhỏ nhất... xác định n l ml Lớp e Phân lớp e AO e ms ỨNG DỤNG 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 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... 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  2   dV 1 0 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... 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