Bài giảng Hóa đại cương - Chương 2: Nguyên tử và quang phổ nguyên tử - Huỳnh Kỳ Phương Hạ

CHƯƠNGII
NGUYÊN TỬ VÀ 
QUANG PHỔ 
NGUYÊN TỬ
Phổ điện từ
Chuyển dịch electron trong nguyên tử Hydro
Lyman series => Tử ngoại
(ultraviolet)
n > 1 ==> n = 1
Balmer series => Khả kiến 
(visible light)
n > 2 ==> n = 2
Paschen series => Hồng ngoại 
(infrared)
n > 3 ==> n = 3
Một số thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển
 Thuyết cấu tạo nguyên tử John Dalton
(1803)
Định đề 1
 Một nguyên tố được cấu tạo từ những hạt cực nhỏ
gọi là nguyên tử.
 Tất cả các nguyên tử của một nguyên tố có cùng
tính chất hóa học.
Định đề 2
 Các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau thì
khác nhau về tính chất.
Định đề 3
 Các hợp chất được tạo thành khi các nguyên tử
của 2 hay nhiều nguyên tố kết hợp với nhau.
 Trong một hợp chất, số các nguyên tử của mỗi
loại là hằng số xác định.
Định đề 4
 Trong một phản ứng hóa học thông thường,
không có một nguyên tử nào biến mất hay thay
đổi thành nguyên tử của nguyên tố khác.
 Các phản ứng hoá học bao gồm sự trao đổi hay
kết hợp của các nguyên tử.
Thuyết cấu tạo nguyên tử của 
Joseph John Thompson (1897)
 Không như John Dalton, Thomson đã nhận
thấy rằng nguyên tử không phải là những hạt
“không thể chia nhỏ”.
 Ông phát hiện nguyên tử gồm những hạt nhỏ
hơn tích điện âm (electron) và điện dương.
 Từ đó ông đưa ra mô hình: Nguyên tử gồm
điện tích (+) phân bố đồng đều trong toàn
bộ thể tích nguyên tử và những e chuyển
động giữa các điện tích dương đó.
 Mô hình nguyên tử của Thompson
Thuyết cấu tạo
nguyên tử của 
Ernest Rutherford
 Vào những năm 1908 đến 1911, Ernest
Rutherford, một học trò của Thompson, đã
phát triển thuyết cấu tạo nguyên tử của
Thompson và sửa những chỗ sai trong cấu
trúc nguyên tử.
Theo Rutherford
 Nguyên tử được cấu tạo chủ yếu là khoảng 
trống.
 Tổng điện tích dương và hầu hết khối lượng 
nguyên tử tập trung ở hạt nhân.
 Các electron thì nằm trong đám mây electron 
quay xung quanh hạt nhân. 
 Các hạt tích điện dương ở hạt nhân gọi là proton. 
Proton tích điện trái dấu và bằng về cường độ với 
các electron
 Vào năm 1932, James Chadwick phát hiện 
thêm loại hạt thứ 3, gọi là neutron, giúp cố 
định proton ở hạt nhân nguyên tử.
Thuyết cấu tạo 
nguyên tử 
Niels Bohr (1915)
 Bohr đưa ra giả thiết rằng các
electron chiếm những mức
năng lượng khác nhau trong
nguyên tử. Khi nguyên tử bị
kích thích, ví dụ như bị đốt,
electron có thể nhảy lên mức
cao hơn. Khi electron nhảy
về mức đầu (năng lượng thấp
hơn), một năng lượng xác
định sẽ giải phóng ở bước
sóng nhất định của ánh sáng.
 Năm 1913, Bohr đưa ra
thuyết mới, dựa trên
Rutherford và Planck
(sau Sommerfeld bổ
sung và phát triển nên
còn gọi là thuyết Bohr-
Sommerfeld), gồm 3
định đề:Arnold Johannes 
Wilhelm Sommerfeld
 Electron quay quanh hạt nhân không phải trên
những quỹ đạo bất kỳ mà trên những quỹ đạo tròn,
đồng tâm có bán kính nhất định gọi là nhũng quỹ
đạo bền (hay quỹ đạo cho phép).
 Khi quay trên những quỹ đạo bền này electron
không phát ra năng lượng điện từ.
 Năng lượng (E) chỉ được phát ra hay hấp thụ khi
electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo
bền khác và bằng hiệu số năng lượng của electron
ở Eđ và Ec.
 Phương trình Planck liên hệ giữa năng 
lượng và tần số sóng:
E = Eđ – Ec = h
 Ở đây h là hằng số Plank (6.626 10-34 J.s).
 là tần số bức xạ.
Mẫu nguyên tử Bohr
 Ưu điểm mẫu Bohr:
 Biểu tượng của mẫu Bohr cho đến nay vẫn còn 
dùng được cho đến nay.
 Giải thích được ý nghĩa vật lý của quang phổ 
nguyên tử .
 Tính được bán kính, tốc độ và năng lượng của 
nguyên tử .
 Từ nguyên tử nguyên tử Hidro có thể áp dụng 
gần đúng cho nguyên tử nhiều e.
 Công thức Bohr tính bán kính các quỹ đạo bền: 
(A
0
)
 n: số lượng tử chính, m: trọng lượng e.
m= 9.1x10
-28
g
 e: giá trị tuyệt đối của điện tích 
e=4.8x10
-10
đơn vị tĩnh điện (Cm
3/2
g
1/2
s
-1
).
 Từ đó r
1
= 0.529 (A
0
)
 r
1
:r
2
:r
3
= 1
2
:2
2
:3
2
22
22
4 me
hn
r
 Tính năng lượng 
 Tốc độ chuyển động của e trên quỹ đạo bền 
)(
21
2
42
2
eV
h
me
n
E
cal.erg.eV
2012
108310611
h
e
n
2
21
 Về sau, Sommerfeld bổ sung rằng: 
 Quỹ đạo bền của các e trong nguyên tử có thể 
tròn hay clip. 
 Ông đặt ra số lượng tử thứ hai (l, gọi là số 
lượng tử thứ hai hay số lượng tử phương vị). Số 
này xác định hình dạng của quỹ đạo electron. 
Với n=1 quỹ đạo chỉ có thể hình cầu (s, 
spherical (l=0)), với n=2 có hai dạng quỹ đạo 
(l=0 - dạng ellip, l=1 – dạng cầu). Với bất kỳ gí 
trị n có n dạng quỹ đạo. Electron chuyển động 
trên 2 quỹ đạo có cùng n (khác l) sẽ khác nhau 
chút ít về năng lượng. 
 Hạn chế của mẫu Bohr
 Không xác định được vị trí của e khi chuyển 
quỹ đạo.
 Không giải thích được các đặc trưng quang phổ 
quan trọng như cường độ và độ bội.
 Chỉ đúng với quan phổ Hidro một cách chính 
xác, không đúng với nguyên tử nhiều e.. 
 Electron không được mô tả hoàn toàn như một 
hạt nhỏ. 
Cấu tạo nguyên tử theo quan niệm hiện đại 
của cơ học lượng tử
Ba luận điểm cơ sở của cơ học lượng tử
1. Vật vi mô đều có tính chất hạt và sóng. Năm 1924,
trong luận văn Ph.D của mình, Louis de Broglie đã
đưa ra giả thuyết về tính chất này qua hệ thức :
m
h
Louis de Broglie
Hạt vi mô có khối lượng m khi
chuyển động với tốc độ V sẽ tạo nên
sóng truyền đi với bước sóng
.
2. Nguyên lý bất định Heisenberg:
Năm 1927 Werner Heisenberg phát biểu nguyên lý:
Không thể xác định đồng thời một cách chính xác vị trí,
hướng chuyển động và tốc độ của hạt vi mô.
Với electron: Không thể xác định vị trí và động lượng
(momentum) đồng thời.
Nếu x độ bất định vị trí và mv là độ bất định động
lượng, ta có:
4
h
mx
Werner Heisenberg
3. Năm 1926, Erwin Schrodinger đưa ra
phương trình sóng:
0
8
2
2
2
2
2
2
2
2
VE
h
m
zyx
 Trong đó
 : Hàm số sóng tương ứng với
biên độ sóng ba chiều.
 V: Thế năng của hạt.
 x, y, z : là tọa độ của hạt.
 Với Hydro thay V = -e2/r ta có:
 2: luôn dương để biểu hiện xác xuất có mặt e.
 2 đơn vị: mật độ xác xuất e trong đơn vị thể
tích dV.
0
8
2
2
2
2
2
2
2
2
2
r
e
E
h
m
zyx
Mật độ phân bố Electron
Khả năng tìm thấy một electron trong nguyên
tử hydrogen ở trạng thái cơ bản.
 Trạng thái e trong nguyên tử và đám mây e
 Theo cơ học lượng tử, e không nằm trên mặt
phẳng mà nó nằm trong một vị trí không gian nào
đó xung quanh hạt nhân. Trong đó, không có thể
có mặt ở bất kỳ thời điểm nào với xác suất có mặt
khác nhau trong vùng không gian đó là đám mây
electron.
 “Đám mây electron là vùng không gian gần hạt
nhân bao gồm 90% điện tích, khối lượng của
electron và hình dáng của đám mây electron
chính là bề mặt bao quanh vùng không gian này”
 Có 4 số lượng tử để biểu thị trạng thái của electron trong
nguyên tử
1. Số lượng tử chính, ký hiệu n (Principal Quantum
Number, số lớp electron)
 Số lượng tử n biểu thị kích thước của nguyên tử, n càng lớn
kích thước của nguyên tử càng lớn.
 n là số nguyên dương từ 1 và các electron trong cùng
một số lượng tử chính có cùng một mức năng lượng:
E
n
<E
n+1
.
 Các electron trong cùng một lớp có cùng một ký hiệu gọi là
lớp lượng tử.
 Số lượng tử chính: 1 2 3 4 5 6 7
 Ký hiệu lớp lượng tử tương ứng: K L M N O P Q
Các số lượng tử và ý nghĩa
2. Số lượng tử ocbitan l và hình dạng các đám mây electron
(l: còn gọi là số lượng tử phụ hay phương vị, Azimuthal
Quantum Number)
 Nó cho biết hình dạng các đám mây electron. Có n giá trị
của l đi từ 0 (n-1).
 Nó cho biết phân mức năng lượng (phân lớp electron).
 Số lượng tử ocbitan: 0 1 2 3 4 5
 Ký hiệu phân lớp lượng tử s p đ f g h
 E
s
<E
p
<E
đ
<E
f
<E
g
<E
h
 Kết luận: Chỉ qua hai số lượng tử ta cũng có thể mô tả
trạng thái electron dựa vào kích thước và hình dạng.
3. Số lượng tử từ m (hay m
l
, Magnetic
Quantum Number) và các orbitan nguyên
tử:
Orbital: Khoảng không gian có xác suất tìm
thấy electron xung quanh hạt nhân.
 Có (2l + 1) giá trị của m và mỗi giá trị m ứng
với một ocbitan nguyên tử. Các giá trị của m
đi từ -1 0 +1.
 s có 1 orbital
 p có 3 orbital (p
x
, p
y
, p
z
)
 d có 5 orbital (d
xy
, d
yz
, d
xz
, d
z
2
, d
x
2
-y
2
)
Các orbital và các số lượng tử
Công thức chung tính số orbital là n
2
4. Số lượng tử spin s
 Xác định trạng thái riêng của electron chỉ có
hai giá trị là ½
 Quy ước: s = +½ khi quay thuận chiều kim
đồng hồ, s = -½ ngược lại.
 Tóm lại: Trạng thái electron trong nguyên tử
được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử
n, l, m
l
và s.
HÌNH DẠNG CÁC ORBITAL
Orbital s
 Tất cả các orbital s có dạng cầu (spherical).
 Khi n tăng thì kích thước orbital s lớn dần.
 Khi n tăng, số nút (node) cũng tăng.
 Nút: Là khoảng không gian có xác suất bắt gặp
electron là 0.
 Theo phương trình sóng Schrodinger, tại nút
có
2
= 0.
 Với orbital s ứng với số lượng tử chính n, số
nút là (n-1).
Orbital p
 Có 3 orbital p (p
x
, p
y
, và p
z
).
 3 orbital này phân bố dọc trên 3 trục x-, y-
và z- của hệ trục René Descartes.
 Các orbital p có dạng quả tạ đôi.
 Khi n tăng, orbital p lớn dần.
 Tất cả các orbital p có node tại hạt nhân.
Sự phân bố electron 
trên orbital p
Orbital d
Có 5 orbital d là d
xy
, d
xz
, d
yz
, d
x
2
-y
2
, d
z
2
Orbital f
 Hình dạng của các orbital f rất phức tạp
và cũng hiếm thấy trong các tài liệu tham
khảo. Hóa đại cương và cả hữu cơ chỉ tập
trung vào các nguyên tố nhẹ, nhưng
orbital f chỉ xuất hiện bắt đầu từ nguyên
tố Ce (58 cerium).
 Có 7 orbital f, lần lượt như sau:
 Nguồn:
q/f-orbital-shapes.shtml
 Orbital 4f
y
3
- 3x
2
y
ứng với n=4, l =3, and m
l
=-3. 6 
đám mây dạng múi cam (hay thùy, lobe) nằm ở 6 
đỉnh của hình lục giác nằm trên mặt xy, trong đó 
một cặp lobe dọc theo trục x, 3 mặt node cắt giữa 
các lobe và chứa trục z.
Orbital 4f
xyz
ứng với n=4, l=3, and m
l
=-2. 8 
lobe cố vị ở các đỉnh của hình lập phương, với 
4 lobe ở trên và 4 lobe ở dưới mặt xy (đối 
xứng). 3 mặt node được giới hạn bởi 3 trục x, 
y, và z.
 Orbital 4f
5yz
2
- yr
2
ứng với n=4, l=3, và m
l
=-1. 6
lobe nằm ở 6 đỉnh của hình lục giác trong mặt yz,
với 1 cặp lobe dọc theo trục x. 3 mặt node cắt
giữa các lobe và chứa trục y.
 Orbital 4f
5z
3
- 3zr
2
ứng với n=4, l=3, và m
l
=0. 2 lobe
phân bố trên trục z, 2 đám mây hình cái bát (bowl-
shaped) phân bố trên và dưới mặt xy. Các mặt node
là mặt xy và mặt hình nón cắt hạt nhân và qua đáy
2 bát và giữa các lobe.
 Orbital 4f
5xz
2
- 3xr
2
ứng với n=4, l=3, và m
l
=+1. 6
lobe nằm ở 6 đỉnh của hình lục giác trên mặt xz,
một cặp lobe trên trục Yên Sơn cơng chúa. 3 mặt
node qua giữa các node và chứa trục x.
 Orbital 4f
zx
2
- zy
2
ứng với n=4, l=3, and m
l
=+2. Nó
cùng dạng với orbital 4f
xyz
, nhưng các đỉnh của
hình lập phương nằm trong các mặt giới hạn bởi x,
y, z và các và 3 mặt node chứa trục z, qua giữa
các lobe.
 Orbital 4f
x
3
- 3xy
2
ứng với n=4, l=3, và m
l
=+3. Nó giống hệt
orbital với m
l
=-3 ngoại trừ một cặp lobe nằm dọc theo trục
y thay vì truc x.
Tìm hiểu điều này để đưa ra quy luật sắp xếp
electron vào nguyên tử, từ đó biết được công thức
electron của nguyên tử.
Kết quả nghiên cứu từ phương trình sóng
Schrodinger vẫn cho thấy trạng thái electron phụ
thuộc vào 4 số lượng tử n, l, m và s. Tuy nhiên do
sự tương tác giữa các electron mà trạng thái năng
lượng phụ thuộc vào cả n và l.
Khi n tăng, sự khác biệt năng lượng giữa các mức và
phân mức trở nên nhỏ hơn.
Trạng thái năng lượng electron trong 
nguyên tử nhiều electron
Hai hiệu ứng quan trọng (nguyên tử nhiều electron)
 Hiệu ứng chắn:
 Gây ra do electron bên trong chuyển động tạo nên một
màn chắn giữa các electron ngoài với hạt nhân, làm
giảm lực hút của hạt nhân với electron ngoài.
 Hiệu ứng chắn tăng khi số electron tăng (tức số z tăng)
và khi n, l tăng.
 Hiệu ứng xâm nhập:
 Ngược lại với hiệu ứng chắn: Nó làm tăng lực hút của
hạt nhân với electron xâm nhập vào gần hạt nhân vì ở
đấy electron ít bị chắn hơn. Khả năng xâm nhập của các
electron bên ngoài giảm theo chiều n, l tăng.
 Công thức electron theo thực nghiệm:
 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d..
CÁC QUY LUẬT SẮP XẾP ELECTRON 
TRONG NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
 Nguyên lý vững bền
 Các electron sắp xếp vào nguyên tử đi từ mức 
năng lượng thấp đến mức năng lượng cao, càng 
ở mức năng lượng thấp thì càng bền vững.
 Các electron sắp xếp từ mức n=1, sau đấy đến n=2. 
Ở đây vì 2p có năng lượng lớn hơn nên electron sẽ 
xếp vào 2s trước
 Nguyên lý loại trừ Pauli
 Trong nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4
số lượng tử .
- Do đó, nếu 2 electron trong cùng một orbital phải có
spin ngược nhau.
 Ví dụ:
 He có 2 electron, cùng nằm trong orbital 1s.
 ON có 2 electron có spin ngược nhau gọi là những
electron ghép đôi. Còn những electron ở một mình
trên ON gọi là những electron độc thân.
Số lượng tử n l m
l
s
e
1
1 0 0 1/2
e
2
1 0 0 -1/2
 Số electron tối đa trong một phân lớp là
 s : 2 , p : 6 , d : 10 , f : 14 
 Tức là:
 Số electron trong một phân lớp là: 2 (2l + 1).
 Số electron tối đa trong một lớp là: 2n2
 Quy tắc Hund
 Trạng thái bền của nguyên tử ứng với sự sắp 
xếp electron thế nào cho trong giới hạn một 
phân mức năng lượng giá trị tuyệt đối của tổng 
spin phải cực đại (hay số electron độc thân cực 
đại).
 Mỗi electron được biểu diễn bằng một mũi tên, mỗi 
orbital được biểu diễn bằng ô vuông.
 Ví dụ phân lớp d của 1 nguyên tố có 6 electron, các 
electron sẽ sắp xếp lần lượt như sau:
Quy tắc Kloskowski
 Quy tắc 1
 Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử
(ON) khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng dần
xảy ra theo thứ tự từ những ON có tổng n + l nhỏ
đến lớn hơn.
 Ví dụ
Có nguyên tử đã sắp xếp electron
 1s22s22p6 đến phân mức 3p hay 3s?
 Orbital 3s có n=3, l= 0 nên tổng n+l=3
 Orbital 3p có n=3, l= 1 nên tổng n+l=4
Vậy electron tiếp theo 2p
6
sẽ xếp vào orbital 3s
 Quy tắc 2
 Sự sắp xếp các electron vào các ON có tổng số n
+ l như nhau sẽ xảy ra theo hướng tăng dần giá trị
n.
 Ví dụ: Cu có Z=21
 1s22s22p63s23p64s2 đến phân mức 3d, 4p hay 5s?
 Orbital 3d có n=3, l= 2 nên tổng n+l=5
 Orbital 4p có n=4, l= 1 nên tổng n+l=5
 Orbital 5s có n=5, l= 0 nên tổng n+l=5
Vậy electron tiếp theo sẽ xếp vào orbital 3d vì n
nhỏ nhất.
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