GIỚI THIỆU
LỊCH SỬ KHÁM PHÁ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
Bao-Trong DANG, Ph.D
Faculty of Chemical Engineering
Ho Chi Minh City University of Technology (HCMUT) VIETNAM
Phone: +84 338199939
Email: dbaotrong@hcmut.edu.vn; dbaotrong0701@gmail.com
NGUYÊN TỬ, PHÂN TỬ VÀ HỢP CHẤT
(ĐỊNH ĐỀ LÝ THUYẾT NGUYÊN TỬ DALTON)
1. Nguyên tử (Atom) è Một hạt vật chất cực kỳ nhỏ .
2. Nguyên tố (Element) è Loại vật chất chỉ gồm một loại nguyên tử
3. Hợp chất (Compound) è Nguyên tử từ nhiều loại nguyên tố tạo thành
• Fe (Đơn nguyên tử, atomic element)
• P4 ( Phân tử, molecular element)
• O2 (Phân tử, molecular element)
• PCl3 (Hợp chất phân tử, molecular compound)
4. Một phản ứng hóa học bao gồm sự sắp xếp lại
các nguyên tử có trong các chất phản ứng
5. Các nguyên tử không thể bị phá hủy hoặc chia
thành các hạt nhỏ hơn (phát biểu này chưa phù
hợp)
British chemist
John Dalton (1766–1844)
PHÁT HIỆN VỀ ELECTRON
(NGUYÊN TỬ CÓ THỂ CHIA THÀNH CÁC HẠT NHỎ HƠN)
Joseph John Thomson
(1856–1940)
o Chùm tia đi ra khỏi cực âm và hướng về điện cực dương
o Chùm tia bị uốn khi tương tác với nam châm do có tính từ
o Tia âm cực không phụ thuộc vật liệu tạo nên cực âm
è Mọi vật liệu điều chứa electron (Đúng)
è Các electron là thành phần duy nhất của nguyên tử? (phát biểu này
chưa phù hợp)
Phát hiện về Proton và Neutron
(NGUYÊN TỬ KHÔNG CHỈ CÓ ELECTRON)
Ernest Rutherford
(1871 - 1937)
Helium: 2 proton và Hydro: 1 proton
Tỷ lệ khối lượng ước tính là 2:1 è Tỷ lệ thật này là 4:1
Do khối lượng của 2 neutron Helium
CẤU TRÚC NGUYÊN TỬ SƠ KHAI
(3 HẠT ĐÃ PHÁT HIỆN)
Niels Henrik David Bohr
(1885 –1962)
Electron là hạt chỉ chiếm những quỹ đạo nhất định
có năng lượng cố định xung quanh hạt nhân
XÁC ĐỊNH ĐIỆN TÍCH NGUYÊN TỬ
Robert Millikan
(1868-1953)
Thí nghiệm nhỏ dầu
PHẠM VI NGHIÊN CỨU CỦA MÔN HỌC
(KHÔNG CHỈ 3 HẠT)
Trình tự nghiên cứu vật chất:
1. Vật thể vĩ mô (các vật thể thông
thường hàng ngày)
2. Cấu trúc phân tử
3. Cấu trúc nguyên tử với hạt
nhân (proton và neutron) với điện tử
4. Các hạt cơ bản
5. Các quark
(giải thích lõi proton không đẩy nhau)
6. Lý thuyết dây
Thời gian sống từ 10−6 đến 10−24 giây.
CHƯƠNG 2
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
ATOMIC STRUCTURE
NGUYÊN TỬ
(ATOM)
Hạt nhân vô cùng nhỏ
nhưng khối lượng lớn
Ø Là tập hợp các hạt vi mô
Ø Có khối lượng dựa trên số hạt (p,n,e…)
“Đám mây” electron
Ø Kích thước rất nhỏ bé
Ø Cấu tạo rất phức tạp nhưng cân bằng điện tích
Tích điện âm khối (-)
A
Z
X
X : Nguyên tử
lượng không đáng kể,
chỉ chứa electron.
Z : Nguyên tử số = số p = số e
A : số khối = số p + số n
Nguyên tử nào có số p = n = e ?; Khi nào nguyên tử có số p ≠ e?
2 nguyên tử có số p và e giống nhau nhưng khác n thì gọi là gì ?
Điện dương (+),
chiếm gần trọn khối
lượng nguyên tử
gốm: Proton và
Neutron.
ĐÁM MÂY ELECTRON
(TẬP TRUNG VÀO NĂNG LƯỢNG VÀ PHÂN BỐ)
ü Dựa trên 3 luận điểm cơ bản (U-W-Q)
ü Trạng thái của electron trong nguyên tử hydro.
ü Trạng thái của electron trong nguyên tử nhiều electron
ü Cấu hình electron của nguyên tử.
KHẢO SÁT NGUYÊN TỬ
(THEO THUYẾT CƠ HỌC LƯỢNG TỬ)
Luận điểm 1: Bản chất sóng của hạt vi mô
(Wave Properties of Particles)
Các hạt vi mô được xem xét có bản chất sóng và hạt
Luận điểm 2: Nguyên lý bất định Heisenberg
(Heisenberg’s Uncertainty Principle)
Sự không chắc chắn khi xác định năng lượng và vị trí hạt cơ bản
Luận điểm 3: Phương trình sóng Schrödinger
(Schrödinger equation)
Cung cấp thông tin về hành vi của một electron liên kết với hạt
nhân.
1. TÍNH SÓNG CỦA HẠT
(WAVE PROPERTIES OF PARTICLES)
Trạng thái động, m =0
Trạng thái nghỉ, p = 0
Photon di động, m = 0
E = p.c
(theo Einstein, năng lượng)
E = h.f
(theo Planck, tính sóng)
Nếu hạt có khối lượng m > 0 và trạng thái di động
( ví dụ như electron)
Liệu nó có mối liên hệ nào với tính sóng không,
hay chỉ có photon có điều này ?
1. TÍNH SÓNG CỦA HẠT
(WAVE PROPERTIES OF PARTICLES)
Từ phương trình mối quan hệ Planck-Einstein:
E = h f = p.c
h là hằng số Planck và f là tần số của photon, c tốc
độ ánh sáng
Vì các hạt thực không di chuyển với tốc độ ánh sáng (v
<< c)
E=hf=pv
m: khối lượng của hạt
v: tốc độ của hạt
λ : bước sóng
h: hằng số Plank
Vì f = v/λ ( tần số = vận tốc chia bước sóng)
è h* v/ λ = pv
λ=h/p
Mối liên hệ giữa hạt khối lượng m và bước
sóng λ
Bước sóng de Broglie tỷ lệ nghịch với động lượng (momentum) của hạt.
m = 1g, v = 1cm/s è bước sóng 6,6.10-29m (quá bé, không phát hiện được)
Loius de Broglie
(1892–1987)
2.NGUYÊN LÝ BẤT ĐỊNH
(HEISENBERG’S UNCERTAINTY PRINCIPLE)
Do
λ=h/p
Werner Heisenberg
(1901–1975)
Δx.Δvx ≥ h/4 m𝝅
Δx.Δpx ≥ h/4𝝅
“Không thể biết đồng thời động lượng (năng lượng) và vị trí của một hạt một cách chắc chắn”
Để biết chính xác năng lượng của một electron è Dự đoán khả năng phản ứng hóa học è
Ta chỉ có thể xác định gần đúng vị trí của electron.
Chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó
PHƯƠNG TRÌNH SCHRÖDINGER
(SCHRÖDINGER EQUATION, )
Erwin Schrödinger
(1887 - 1961)
Ø Dùng các biểu thức hàm sóng cho electron è Xét cho năng lượng toàn phần
Ø Phương trình tự sinh ra 3 số lượng tử è Cùng với nghiệm là 1 hàm sóng
Ø Mô tả thuộc tính của hạt trong không gian quanh hạt nhân
PHƯƠNG TRÌNH SCHRÖDINGER
(SCHRÖDINGER EQUATION)
Bohr Model
Electron được xem như HẠT
Cố định, xoay quanh hạt nhân
1 chiều (1D)
You must think of electron not as
a electron but as a wave.
Schrodinger Model
Không xét trực tiếp electron è XÉT SÓNG DỪNG
Electron KHÔNG cố định, cũng không xoay quanh lõi
Dựa trên xác suất xuất hiện (gọi chung là Orbital)
3 chiều (3D).
• Electron không di chuyển “lên”, “xuống” theo mô hình của de Broglie
• Nghĩa là electron có thể có mặt ở mọi nơi (theo Heisenberg là không thể
xác định chính xác vị trí)
PHƯƠNG TRÌNH SÓNG KHÔNG PHỤ THUỘC THỜI GIAN
Ø
Ø
Ø
Ø
Hàm sóng dừng (dùng để ước tính năng lượng và vị trí e)
Không phụ thuộc vào thời gian
Mức năng lượng electron ở vị trí tương ứng tồn tại mãi mãi.
Nghiệm của phương trình Schrodinger độc lập với thời gian
PHƯƠNG TRÌNH SÓNG PHỤ THUỘC THỜI GIAN
Ø Thay đổi theo thời gian ( rất phức tạp, không dùng)
Ø Electron là e tự do và nó thể hiện động năng.
Ø Năng lượng electron ở thời điểm sau, có thể được
tính từ các giá trị ở thời điểm ban đầu.
SỰ XUẤT HIỆN CỦA CÁC SỐ LƯỢNG TỬ (GIỚI THIỆU)
r : radius,
θ (theta): colatitude
Φ (phi): azimuth
Hàm không phụ thuộc thời gian
The Laplacian Operator
= l (l + 1)
Vế trái là hàm của r (bán kính)
Vế phải là hàm của θ and Φ
(hằng số)
Spherical polar coordinates
=
-m 2
Số n
n=1,2,3…
Số m
Số l
NGHIỆM LÀ HÀM SÓNG DỪNG
v Các bộ giá trị (n, l, ml) è cho tương ứng một hàm sóng dừng
v Chứa bán kính và các góc hợp của electron với hạt nhân trong không
gian 3 chiều
v Chỉ là 1 hàm sóngè Nó không có ý nghĩa xác xuất phát hiện ra electron
HÀM PHÂN PHỐI XÁC SUẤT
(BORN INTERPRETATION)
HÀM PHÂN PHỐI XÁC SUẤT
(BORN INTERPRETATION)
ò
¥
0
Y2 là xác suất mật độ điện tích
Hình chiếu của hàm
mật độ chính là
Orbital !!!
Max Born
1882-1970
MẬT ĐỘ XÁC SUẤT ELECTRON
Vùng không gian tìm thấy electron (> 90%)
(Trạng thái cơ bản)
Quỹ đạo 1s
Hàm sóng cho quỹ đạo 2px
của nguyên tử Hydro
(Trạng thái kích thích)
Quỹ đạo 3dxy và 3dz2 của nguyên tử hydro
Hàm sóng cho quỹ đạo 3dxy,
3dz2 của nguyên tử Hydro
(Trạng thái kích thích)
CÁC SỐ LƯỢNG TỬ
(QUANTUM NUMBERS)
1. Principal quantum number (n)
2. Azimuthal quantum number (ℓ)
Giá trị n = 1, 2, 3, 4 .. cho đến ∞ (Mô tả electron)
n tăng lên, E và electron/quỹ đạo tăng lên
Xác định năng lượng cho electron
Khoảng cách electron và hạt nhân
Giá trị ℓ = 0 đến (n–1) (Mô tả orbital)
n = 2 è ℓ là 0,1
Hình dạng của một quỹ đạo
3. Magnetic quantum number (mℓ):
mℓ = + ℓ đến – ℓ và 0 (Mô tả orbital)
n=2, l= 0,1, mℓ = -1, 0, +1, (trái sang phải)
Xác định hướng vector động lượng (e,
AO) chiếu lên trục Z è khi có từ trường
Sự quay quanh trục của nó (Mô tả electron)
4. Spin Quantum Number (ms)
Theo chiều kim đồng hồ hoặc ngược lại ms = ± ½
(Theo thuyết cổ điển)
1. Principal quantum number (n)
v Xác định kích thước trung bình
của đám mây electron
v Xác định trạng thái năng lượng
của electron.
n­ ® r ­ , E ­
1s
2s
3s
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 …, ¥
n = 1 è Trạng thái cơ bản (của hidro)
(ground state, or lowest energy state)
n = 2,3,4.. è trạng thái kích thích
(hấp phụ photon, e nhảy sang mức E khác)
1. Principal quantum number (n)
(Mức năng lượng nguyên tử H, Z = 1)
E: Năng lượng bức
electron khỏi nguyên tử
Electron của hydro ở quỹ đạo orbital s (cơ bản, n=1, l=0) có
thể bị kích thích lên obital p, d, f… (n =2,3..)
1. Principal quantum number (n)
(QUANG PHỔ VẠCH CỦA NGUYÊN TỬ H)
v Khi hấp thu photon, electron nhảy lên
AO cao hơn (mức kích thích), kém bền
hơn (chỉ tồn tại khoảng 10-10 – 10-8 sec)
v Electron sau đó chuyển về AO cơ bản
è phát ra một phần năng lượng đã hấp
thụ dưới dạng các bức xạ.
v Năng lượng phát xạ cao thấp tuỳ số lớp
nhảy được bao nhiêu.
Ví dụ:
Electron từ AO kích thích n = ∞ nhảy
xuống n = 1 (trạng thái cơ bản)
Phát ra bức xạ Lyman (vùng tử ngoại-UV)
Bước sóng bức xạ cực tiểu è cực đại E
2. Azimuthal quantum number (l)
(ANGULAR MOMENTUM, GÓC ĐỘNG LƯỢNG )
Orbital s có tính đối
xứng cầu
v Mô tả hình dạng một quỹ đạo AO nhất
định
v Chia mức năng lượng tổng thành các
phân vùng năng lượng trên orbital (En, ℓ)
ℓ = 0, 1, 2, 3...(n – 1); n > ℓ
Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
n=1
ℓ=0
3. Magnetic quantum number (mℓ)
(ORBITAL ORIENTATION)
Phân lớp p
px, py và pz
Măt đối xứng qua tâm O
Và AO vuông góc trục
Phân lớp d
dx2 − y2 , dz2 , dxy, dyz, dxz
AO trục
(Thuỳ dọc trục)
v Xác định hướng của AO do từ
trường ngoài gây ra
v ℓ xác định số AO trong một phân
lớp lượng tử.
v Mỗi trị số ℓ tạo ra (2ℓ + 1) giá trị mℓ.
Ví dụ:
ℓ =1, mℓ = 3
mℓ = {-1 (px),+1 (py) và 0 (Pz)}
dxy, dyz, dxz
AO không nằm trên trục,
Nhận O là tâm đối xứng
ℓ =2, mℓ = 5
mℓ = { -2, -1, +2, +1 và 0}
ĐA ELECTRON NGUYÊN TỬ
'2
En, 
Z
= -13,6.
(eV )
n
2
Z’ = Z – S
(S là hiệu ứng chắn phụ thuộc phân lớp)
Electron có (n + ℓ) cao → e phía ngoài bị chắn cao
→ lực hạt nhân hút yếu và giảm từ Z xuống Z*
è Năng lượng của e (En,l) tăng (Do dấu “ âm ”)
v Lực hút của hạt nhân chịu ảnh hưởng thêm lực đẩy giữa electron.
v Năng lượng e trong đa e nguyên tử phụ thuộc vào n và ℓ còn nguyên tử 1e chỉ phụ thuộc
vào n.
v Tương tác đẩy giữa các electron làm xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập
SHIELDING EFFECT
(HIỆU ỨNG CHẮN)
Các electron bên trong đẩy lên các electron bên ngoài, è làm yếu lực hút của hạt nhân lên
electron, do:
v Lực đẩy giữa các electron
v Bán kính nguyên tử tăng è Số lớp tăng
SHIELDING EFFECT
(HIỆU ỨNG CHẮN)
Đặc điểm của hiệu ứng chắn:
o Các electron bên trong chắn mạnh đối với các electron bên ngoài, ngược lại các
electron bên ngoài gây hiệu ứng chắn không đáng kể đối với các electron bên trong.
o
o Các electron trên cùng một lớp chắn nhau yếu hơn so với khác lớp.
Trong cùng một phân lớp chắn nhau càng yếu.
o Trên cùng một lớp n, nếu ℓ tăng thì hiệu ứng chắn giảm. Hiệu ứng chắn giảm dần
theo dãy s > p > d > f.
o Với cùng một loại AO (cùng ℓ ), n tăng hiệu ứng chắn giảm.
o Cấu hình bão hòa hoặc bán bão hòa có tác dụng chắn rất lớn.
SHIELDING EFFECT
(HIỆU ỨNG CHẮN)
PENETRATION EFFECT
(HIỆU ỨNG XÂM NHẬP)
Đặc trưng cho khả năng đâm xuyên của các electron bên ngoài vào các lớp
electron bên trong để xâm nhập vào gần hạt nhân hơn ,chịu lực hút của hạt
nhân nhiều hơn.
v Electron có n và ℓ càng nhỏ bị hạt nhân hút càng mạnh và có năng lượng
càng thấpè dễ bị xâm nhập
v Electron có n và ℓ càng lớn bị hạt nhân hút yếu đi và có năng lượng càng
tăng è Khó bị xâm nhập (xâm nhập giảm dần: s > p > d > f)
CÁC QUY LUẬT PHÂN BỐ ELECTRON
1. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
2. Nguyên lý vững bền Pauli
3. Quy tắc Klechcowski
4. Quy tắc Hund
1.NGUYÊN LÝ
NGOẠI TRỪ PAULI
(PAULI EXCLUSION
PRINCIPLE)
• Không quá hai electron có
thể chiếm một orbital đơn lẻ
và nếu hai electron chiếm
một obitan đơn lẻ thì spin của
chúng phải được ghép nối
với nhau.
Không thể tồn tại hai
electron có cùng giá trị của
bốn số lượng tử n, ℓ, mℓ
và ms .
2. NGUYÊN LÝ BỀN VỮNG
Trạng thái bền vững của electron là trạng thái sở hữu mức năng
lượng nhỏ nhất trong nguyên tử.
Hay
Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt
các obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao
3. QUY TẮC
KLECHKOVSKY
• Các electron được lấp đầy trong quỹ đạo trống của
nguyên tử
• Các electron được lấp vào các phân lớp có mức
năng lượng từ thấp lên cao.
3. QUY TẮC
KLECHKOVSKY
1) Cần tính tổng giá trị (n+ℓ) để
biết mức năng lượng
n+ℓ = 1
n+ℓ = 2
n+ℓ = 3
*Energy: 4f > 6s > 5p > 4d > 3d
2) Trường hợp 2 phân lớp
bằng nhau về giá trị (n+ℓ)
n+ℓ = 4
n+ℓ = 5
n+ℓ = 6
Do n = 4 > n = 3
Xếp thứ tự năng lượng 4p > 3d
Phân lớp: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
(n + ℓ) :
1
2 3
3 4
4
4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d
5 5 5 6 6 6 7 7
n+ℓ = 7
n+ℓ = 8
ℓ = 1 (p obital)
Phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
n=1
ℓ = 0 (s obital)
4.QUY TẮC HUND
(Hund's Rules)
Khi phân bố electron vào AO trong cùng một phân lớp, để đạt trạng
thái bền vững nhất phải phân bố sao cho tổng spin trong phân lớp
phải cực đại hay số electron độc thân là tối đa.
Mỗi AO với một e có spin dương ↑ trước, sau đó mới ghép đôi e thứ
hai có spin âm ↓ vào)
QUY TẮC
KLECHKOVSKY
QUY TẮC
HUND
NGUYÊN LÝ
NGOẠI TRỪ
So sánh
Quy tắc Hund là về trình tự các
electron được lấp
Nguyên lý ngoại trừ là để đảm
bảo mỗi electron có duy nhất 4 số
lượng tử
Quy tắc Hund è chỉ sau khi điền một electron vào mỗi quỹ
đạo, sự kết đôi với electron còn lại mới xảy ra.
(Tối đa số e độc thân)
Nguyên lý ngoại trừ Pauli è Chỉ có tối đa hai electron trên
mỗi quỹ đạo và phải có spin (ms) ngược nhau
(Thoả mãn mỗi electron có duy nhất 4 số lượng tử)
CẤU HÌNH ELECTRON
(THEO MỨC NĂNG LƯỢNG CUỐI CÙNG )
Ví dụ: 8O:
1s2
mℓ = 0
2s2
2p4
0
-1 0 +1
Xác định e cuối cùng có 4 số lượng tử:
n =2, l =1, ml = -1, ms = -½
Ví dụ: 25Mn:
1s2 2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
mℓ = -2 -1 0 +1 +2
Xác định e cuối cùng có 4 số lượng tử:
n = 3, l = 2, ml = +2, ms = + ½
Sự phân bố e vào orbital theo thứ tự mức năng lượng tăng dần từ trái sang phải (theo đúng
quy tắc Klechkowski) è PHÂN LỚP CHỨA NĂNG LƯỢNG CAO NHẤT (n + l cao nhất)
CẤU HÌNH ELECTRON
(THEO MỨC NĂNG LƯỢNG CUỐI CÙNG )
*Chú ý: Cấu hình e không bền →
Cấu hình e bền hơn
ns2 (n-1)d4
→
ns1 (n-1)d5 (bán bão hòa, bền). (PN VIB, chỉ Chu kỳ 4,5)
ns2 (n-1)d9
→
ns1 (n-1)d10 (bão hòa, bền nhất). (PN IB, trừ CK7)
Cr (Z = 24) : 1s22s22p63s23p64s13d5.
Cu (Z = 29) : 1s22s22p63s23p64s13d10.
Ag (Z = 47) : 1s22s22p63s23p64s23d104p6 5s14d10
** Cr (Z=24) è có 6 electron độc thân ® tổng spin 3 (6 x 1/2)
® thuận từ
CẤU HÌNH ELECTRON
(THEO LỚP NGOÀI CÙNG)
Ví dụ: 25Mn:
1s2 2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
mℓ = 0
Xác định e cuối cùng có 4 số lượng tử:
n = 4, l = 3, ml = 0, ms = ± ½
Phân lớp ngoài cùng: là phân lớp có số lượng tử
chính n (n=4) lớn nhất trong cấu hình e nguyên tử.
CẤU HÌNH ELECTRON CỦA ION
1) Cấu hình e cation Mn+ (Cho e ở lớp ngoài cùng):
𝑁𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử 𝑀
! " # $% &'ỏ) *'â" ,ớ* "./à) 1ù".
𝑐𝑎𝑡𝑖𝑜𝑛 𝑀 "3
Fe (Z = 26): 1s22s22p63s23p64s23d6
Fe2+ (Z = 26): 1s22s22p63s23p63d6
Fe3+ (Z = 26): 1s22s22p63s23p63d5
2) Cấu hình e anion Xm- (Nhận e ở lớp năng lượng cuối cùng)
𝑁𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử 𝑋
3 4 # 5à/ *'â" ,ớ* 16ố) 1ù". ("ă". ,ượ".)
𝑎𝑛𝑖𝑜𝑛 𝑋 4!
S (Z = 16) : 1s22s22p63s23p4
S2- (Z = 16) : 1s22s22p63s23p6
CẦN PHÂN BIỆT ELECTRON Ở “LỚP NGOÀI CÙNG” VÀ ELECTRON Ở
MỨC NĂNG LƯỢNG CAO NHẤT (“LỚP CUỐI CÙNG”)