I - Mục tiêu:
Nắm được các nội dung:
Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử: Nguyên lý Pauli, nguyên lý vững bền, quy tắc Hun.
II - Nội dung:
2.5. Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử.
Trong nguyên tử nhiều electron, các electron được phân bố vào các AO tuân theo một số nguyên lí và quy luật sau.
2.5.1. Nguyên lí ngăn cấm (Paoly - Thuỵ Sĩ).
Mỗi AO chỉ có thể có tối đa hai electron có chiều tự quay ngược chiều (spin) là +1/2 và -1/2.
Ví dụ: Lớp K; n = 1 => l = 0 => m = 0 => ms = 2
1và ms = - 2 1
=> Lớp K có nhiều nhất 2 e : e thứ nhất có giá trị n = 1, l = 0, m = 0, ms = 2
1 e thứ hai có giá trị n = 1, l = 0, m = 0, ms = -
2 1
Hệ quả: Dựa vào nguyên lý Pauli có thể tính được số e tối đa trong một ô lượng tử, một phân lớp hay một lớp.
+ Số e tối đa trong một ô lượng tử là 2e (vì trong 1 ô lượng tử các e có 3 số lượng tử giống nhau, số lượng tử thứ 4 ms phải khác nhau, nhận giá trị là +1/2 và -1/2).
+ Trong một phân lớp, số e nhiều nhất bằng 2 lần số obitan, tức bằng: 2.(2l + 1) electron.
+ Trong một lớp, số e nhiều nhất có thể có được tính theo công thức:
) 1 (
0
2 2
) 1 2 ( 2
n l
l
n l
SỐ ELECTRON TỐI ĐA TRÊN MỘT LỚP VÀ PHÂN LỚP
Lớp K L M N
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 Phân lớp s s p s p d s p d f Số e/phân lớp [2(2l + 1)] 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
Số e/lớp (2n2) 2 8 18 32
29
2.5.2. Nguyên lí vững bền. Cấu hình electron của nguyên tử.
Trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt các obitan có năng lượng từ thấp đến cao.
Bằng phương pháp quang phổ nghiệm và tính toán lý thuyết, người ta đã xác định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau đây:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p...
Để nhớ được thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau:
7s 7p 7d 7f
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s
=> Có sự xáo trộn thứ tự phân mức năng lượng giữa một vài phân lớp, từ lớp thứ ba trở ra, vì trong nguyên tử nhiều e xảy ra hiệu ứng chắn và hiệu ứng thâm nhập e.
Dựa vào nguyên lí ngăn cấm và nguyên lí vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron.
Cách biểu diễn cấu hình electron:
- B1: Điền dần các electron vào bậc thang năng lượng của các AO.
- B2: Sắp xếp lại theo từng lớp AO. Ví dụ:
He (z = 2) 1s2 Li (z = 3) 1s2 2s1
Cl (z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Chú ý: có một số ngoại lệ
Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Li (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cấu hình 3d10 4s1 (trạng thái vội bão hoà) bền hơn cấu hình 3d9 4s2 Cấu hình 3d5 4s1 (trạng thái vội nửa bão hoà) bền hơn cấu hình 3d4 4s2
*Chú ý:
Trong một số nguyên tử, viết cấu hình e theo nguyên lý vững bền ở trạng thái cơ bản có cấu hình ns2(n-1)d4 hoặc ns2(n-1)d9 thì có sự chuyển 1e ở ns sang (n-1)d thành ns1(n-1)d5 hoặc ns1(n-1)d10. Nguyên nhân là do hiệu năng lượng (E(n-1)d – Ens) nhỏ và các
30
phân lớp d10 và d5 là các phân lớp bão hoà và nửa bão hoà là các phân lớp bền => khi ở (n-1)d có số e gần bằng 10 (hoặc gần bằng 5) thì 1e ở ns sẽ chuyển sang (n-1)d để tạo thành các phân lớp bền.
2.5.3. Quy tắc Hund (Hund - Đức). Cấu hình electron dạng ô lượng tử.
Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên, người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử.
Các AO của cùng một phân mức được biểu diễn bằng những ô vuông liền nhau.
Ví dụ: 1s 2s 2p 3d
Trong mỗi ô lượng tử (mỗi AO) chỉ có thể có 2 electron có spin ngược nhau được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau
Trên cơ sở thực nghiệm, Hund đã đưa ra một quy tắc phân bố các electron vào các ô lượng tử như sau: - Trong một phân mức, các electron có xu hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho số electron độc thân là lớn nhất.
Ví dụ: N(z = 7) 1s2 2s2 2p3
- Thông thường chỉ cần viết cấu hình electron đối với các phân mức ở lớp ngoài cùng và phân mức d hoặc f ở lớp sát ngoài cùng mà chưa bão hoà.
- Cần lưu ý rằng cấu hình nói trên là đối với các nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Khi bị kích thích electron có thể nhảy lên những phân mức cao hơn trong cùng một mức.
Ví dụ: C(z = 6) 1s2 2s2 2p2
trạng thái cơ bản
C* trạng thái kích thích Như vậy ở trạng thái cơ bản C có hai electron độc thân, còn ở trạng thái kích thích nó có bốn electron độc thân. Chính các electron độc thân này là các electron hoá trị.
31
Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ